Eine relative Atommasse (auch Atomgewicht genannt; Symbol: Ar) ist ein Maß dafür, wie schwer die Atome sind. Sie ist das Verhältnis der durchschnittlichen Masse pro Atom eines Elements aus einer bestimmten Probe zu 1/12 der Masse eines Kohlenstoff-12-Atoms. Mit anderen Worten, eine relative Atommasse gibt an, wie oft ein durchschnittliches Atom eines Elements aus einer bestimmten Probe schwerer ist als ein Zwölftel eines Kohlenstoff-12-Atoms. Das Wort relativ in relativer Atommasse bezieht sich auf diese Skalierung relativ zu Kohlenstoff-12. Relative Atommassenwerte sind Verhältnisse; die relative Atommasse ist eine dimensionslose Größe. Die relative Atommasse ist das gleiche wie das Atomgewicht, was der ältere Begriff ist.
Die Anzahl der Protonen, die ein Atom hat, bestimmt, um welches Element es sich handelt. Die meisten Elemente in der Natur bestehen jedoch aus Atomen mit einer unterschiedlichen Anzahl von Neutronen. Ein Atom eines Elements mit einer bestimmten Anzahl von Neutronen wird als Isotop bezeichnet. Zum Beispiel hat das Element Thallium zwei gemeinsame Isotope: Thallium-203 und Thallium-205. Beide Isotope des Thalliums haben 81 Protonen, aber Thallium-205 hat 124 Neutronen, 2 mehr als Thallium-203, das 122 hat. Jedes Isotop hat seine eigene Masse, die als Isotopenmasse bezeichnet wird. Eine relative Isotopenmasse ist die Masse eines Isotops relativ zu 1/12 der Masse eines Kohlenstoff-12-Atoms. Die relative Isotopenmasse eines Isotops ist ungefähr gleich der Massenzahl, die die Anzahl der Protonen und Neutronen im Kern angibt. Wie relative Atommassenwerte sind relative Isotopenmassenwerte Verhältnisse ohne Einheiten.
Wir können die relative Atommasse einer Elementprobe ermitteln, indem wir den abundanzgewichteten Mittelwert der relativen Isotopenmassen berechnen. Zum Beispiel, wenn eine Thalliumprobe zu 30% aus Thallium-203 und 70% aus Thallium-205 besteht,
A r = ( 203 × 30 ) + ( 205 × 70 ) 100 = ( 6090 ) + ( 14350 ) 100 = 20440 100 = 204.4 {\Anzeigestil A_{r}={\frac {(203\mal 30)+(205\mal 70)}{100}}}={\frac {(6090)+(14350)}{100}}}={\frac {20440}{100}}}=204.4} 
Es wird erwartet, dass zwei Proben eines Elements, das aus mehr als einem Isotop besteht, die von zwei weit auseinander liegenden Quellen auf der Erde entnommen wurden, leicht unterschiedliche relative Atommassen aufweisen. Dies liegt daran, dass die Anteile der einzelnen Isotope an verschiedenen Orten leicht unterschiedlich sind.
Ein Standard-Atomgewicht ist der Mittelwert der relativen Atommassen einer Anzahl von normalen Proben des Elements. Standard-Atomgewichtswerte werden in regelmäßigen Abständen von der Kommission für Isotopenhäufigkeit und Atomgewichte der Internationalen Union für reine und angewandte Chemie (IUPAC) veröffentlicht. Das Standard-Atomgewicht für jedes Element ist im Periodensystem enthalten.
Häufig wird der Begriff relative Atommasse verwendet, um das Standard-Atomgewicht zu bezeichnen. Dies ist nicht ganz korrekt, da die relative Atommasse ein weniger spezifischer Begriff ist, der sich auf einzelne Proben bezieht. Einzelne Proben eines Elements können eine relative Atommasse haben, die sich vom Standard-Atomgewicht für das Element unterscheidet. Beispielsweise könnte eine Probe von einem anderen Planeten eine relative Atommasse haben, die sich stark von dem auf der Erde basierenden Standardwert unterscheidet.
Relative Atommasse ist nicht dasselbe wie: