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Peso atómico, também chamado massa atómica relativa, relação entre a massa média dos átomos de um elemento químico e algum padrão. Desde 1961, a unidade padrão de massa atómica tem sido um duodécimo da massa de um átomo do isótopo carbono-12. Um isótopo é uma de duas ou mais espécies de átomos do mesmo elemento químico que têm números de massa atómica diferentes (prótons + neutrões). O peso atómico do hélio é de 4,002602, a média que reflecte a proporção típica das abundâncias naturais dos seus isótopos. O peso atómico é medido em unidades de massa atómica (amu), também chamadas daltons. Ver abaixo uma lista de elementos químicos e os seus pesos atómicos.

O conceito de peso atómico é fundamental para a química, porque a maioria das reacções químicas ocorrem de acordo com simples relações numéricas entre os átomos. Uma vez que é quase sempre impossível contar directamente os átomos envolvidos, os químicos medem os reagentes e produtos por pesagem e chegam às suas conclusões através de cálculos envolvendo pesos atómicos. A procura para determinar os pesos atómicos dos elementos ocupou os maiores químicos do século XIX e início do século XX. O seu cuidadoso trabalho experimental tornou-se a chave da ciência e tecnologia químicas.

Valores fiáveis para os pesos atómicos servem um propósito importante de uma forma bastante diferente quando os produtos químicos são comprados e vendidos com base no conteúdo de um ou mais constituintes especificados. Os minérios de metais caros como o crómio ou o tântalo e as cinzas de soda química industrial são exemplos. O conteúdo do constituinte especificado deve ser determinado por análise quantitativa. O valor calculado do material depende dos pesos atómicos utilizados nos cálculos.

O padrão original de peso atómico, estabelecido no século XIX, era o hidrogénio, com um valor de 1. De cerca de 1900 até 1961, o oxigénio foi utilizado como padrão de referência, com um valor atribuído de 16. A unidade de massa atómica foi assim definida como 1/16 a massa de um átomo de oxigénio. Em 1929 descobriu-se que o oxigénio natural contém pequenas quantidades de dois isótopos ligeiramente mais pesados do que o mais abundante e que o número 16 representava uma média ponderada das três formas isotópicas de oxigénio tal como ocorrem na natureza. Esta situação foi considerada indesejável por várias razões, e, uma vez que é possível determinar as massas relativas dos átomos das espécies isotópicas individuais, foi rapidamente estabelecida uma segunda escala com 16 como o valor do isótopo principal de oxigénio e não o valor da mistura natural. Esta segunda escala, preferida pelos físicos, passou a ser conhecida como a escala física, e a escala anterior continuou em uso como a escala química, favorecida pelos químicos, que geralmente trabalhavam com as misturas isotópicas naturais em vez dos isótopos puros.

Embora as duas escalas diferissem apenas ligeiramente, a relação entre elas não pôde ser fixada exactamente, devido às ligeiras variações na composição isotópica do oxigénio natural proveniente de fontes diferentes. Também foi considerado indesejável ter duas escalas diferentes, mas intimamente relacionadas, que lidam com as mesmas quantidades. Por estas duas razões, químicos e físicos estabeleceram uma nova escala em 1961. Esta escala, baseada no carbono-12, exigia apenas alterações mínimas nos valores que tinham sido utilizados para os pesos atómicos químicos.

Desde que amostras de elementos encontrados na natureza contêm misturas de isótopos de diferentes pesos atómicos, a União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC) começou a publicar pesos atómicos com incertezas. O primeiro elemento a receber uma incerteza no seu peso atómico foi o enxofre, em 1951. Em 2007, 18 elementos tinham incertezas associadas, e em 2009, a IUPAC começou a publicar intervalos para o peso atómico de alguns elementos. Por exemplo, o peso atómico do carbono é dado como .

A tabela fornece uma lista de elementos químicos e os seus pesos atómicos.

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