De meeste elementen komen in de natuur voor in meer dan één isotoop. De overvloed van de natuurlijk voorkomende isotopen beïnvloedt de gemiddelde atomaire massa van het element. De waarden voor atomaire massa die in het periodiek systeem worden gevonden, zijn de gemiddelde atoomgewichten, rekening houdend met de verschillende isotopen. De berekening van het gemiddelde atoomgewicht is een gewogen gemiddelde op basis van abundantie. Voor elementen die slechts één isotoop hebben, ligt de atomaire massa dicht bij de waarde die je zou verwachten, gebaseerd op het aantal protonen en neutronen in de kern.
Zoek de mogelijke isotoop op voor het betreffende element. Alle elementen hebben één isotoop en sommige hebben twee of meer isotopen. Om de gemiddelde atomaire massa te berekenen, moet je weten hoeveel isotopen er zijn, hun overvloed en hun atomaire massa.
Bereken de atomaire massa met behulp van een gewogen gemiddelde. Om een gewogen gemiddelde te berekenen, vermenigvuldigt u elk van de isotopen met het percentage van de hoeveelheid. Tel de resultaten voor alle isotopen op. Zoek bijvoorbeeld de gemiddelde atoommassa voor magnesium. De drie isotopen van magnesium zijn Mg (24), Mg (25) en Mg (26). Het percentage abundantie en massa van elk van deze isotopen is Mg (24) is 78,9 procent bij 23,985, Mg (25) is 10,0 procent bij 24,986 en Mg (26) is 11,1 procent bij 25,983. Het gewogen gemiddelde wordt berekend door (procent 1 * atoomgewicht) + (procent 2 * atoomgewicht) + (procent 3 * atoomgewicht) = (0,789 * 23,985) + (0,100 * 24,986) + (0,111 * 25,983) = (18,924 + 2,499 + 2,884) = 24.307. De gepubliceerde waarde is 24,305. Afrondingsfouten kunnen het kleine verschil verklaren.