Masa atómica relativa

¿Es lo mismo que masa atómica o simplemente masa? no.
¿Cuál es la diferencia? veamos:
Al hablar de masa de un átomo, debemos saber que la denominamos en UMAs (unidades de masa atómica).
Pensemos en la masa de un átomo en particular, por ejemplo el C (carbono). En la tabla periódica dice que tiene 6 protones y asumimos, en principio, 6 neutrones, lo cual nos dice que el átomo de C debería pesar 12 UMAs. (Esa es la masa del isótopo ¹²C)
Pero al mirar en la tabla periódica, dice 12,011 UMAs. Sucede que la tabla periódica informa la masa atómica relativa y ésta surge teniendo en cuenta los isótopos del elemento.

En general, los isótopos más estables existen comúnmente en la naturaleza y se les denomina isótopos naturales. Otros isótopos, tienen una vida media muy pequeña, en el orden de los segundos, horas o días, estos isótopos son generalmente obtenidos de forma artificial. Finalmente, existen isótopos cuyas vidas medias están en el orden de los años; por ejemplo el ¹⁴C, que tiene una vida media de 5,730 años, estos isótopos (particularmente el ¹⁴C), se emplean para determinar la edad de algunos restos fósiles u objetos arqueológicos. La vida media de un isótopo es el tiempo en el cual la mitad de la muestra de un isótopo inestable, se convierte en un isótopo más estable. Por ejemplo, si se tienen 100 [g] de ¹⁴C, deberán de transcurrir 5,730 años para que 50 [g] de la muestra se conviertan en ¹²C.
Con base en lo anterior, se puede afirmar que la muestra de un elemento cualquiera, estará constituida por varios isótopos del elemento, en diferentes porcentajes, los cuales se conocen como porcentajes de abundancia natural; sin embargo, para fines prácticos, solo se consideran los porcentajes de los isótopos más estables; así por ejemplo, para una muestra de carbono solo se considera el ¹²C, en un 98.892 [%] y el ¹³C en un 1.108 [%]; esto claro, no significa que no existan en la muestra otros isótopos del carbono, sino que simplemente, la cantidad de estos es tan pequeña que puede despreciarse.
Luego para que la masa promedio de 12.011 se calcula así:

12*98.892 + 13*1.108 = 12.011

100

Isótopos del hidrógeno, del boro, del carbono, del nitrógeno, del oxígeno, del neón, del cloro y del estaño.

Abundancia relativa de los isótopos naturales de algunos elementos

Elemento	Isótopo	Masa (u)	Abundancia (%)	Masa atómica (u)
Hidrógeno	1H	1,007825	99,985	1,00798
	2H	2,0140	0,015
Boro	10B	10,0129	19,78	10,812
	11B	11,00931	80,22
Carbono	12C	12,0000	98,89	12,01114
	13C	13,00335	1,11
Nitrógeno	14N	14,00307	99,63	14,0067
Oxígeno	16O	15,99491	99,759	15,9994
	17O	16,99884	0,037
	18O	17,9972	0,204
Neón	20Ne	19,99244	89,97	20,190
	21Ne	20,99385	0,30
	22Ne	21,99138	9,73
Cloro	35Cl	34,96885	75,53	35,457
	37Cl	36,96600	24,47
Estaño	112Sn	111,904826	0,97	118,710
	114Sn	113,902784	0,66
	115Sn	114,903348	0,34
	116Sn	115,901747	14,54
	117Sn	116,902956	7,68
	118Sn	117,901609	24,22
	119Sn	118,903311	8,59
	120Sn	119,902199	32,58
	122Sn	121,903440	4,63
	124Sn	123,905274	5,79