Fe kuueteistkümnendsüsteemist. Elemendi elektrooniline valem

Algoritm elemendi elektroonilise valemi koostamiseks:

1. Määrake elektronide arv aatomis, kasutades keemiliste elementide perioodilist tabelit D.I. Mendelejev.

2. Perioodi numbri järgi, milles element asub, määrake energiatasemete arv; elektronide arv viimasel elektroonilisel tasemel vastab rühmanumbrile.

3. Jagage nivood alamtasanditeks ja orbitaalideks ning täitke need elektronidega vastavalt orbitaalide täitmise reeglitele:

Tuleb meeles pidada, et esimesel tasemel on maksimaalselt 2 elektroni. 1s2, teisel - maksimaalselt 8 (kaks s ja kuus R: 2s 2 2p 6), kolmandal - maksimaalselt 18 (kaks s, kuus lk ja kümme d: 3s 2 3p 6 3p 10).

• Peamine kvantarv n peaks olema minimaalne.
• Esmalt täidetud s- alamtasand siis p-, d-b f- alamtasandid.
• Elektronid täidavad orbitaale orbitaalenergia kasvavas järjekorras (Kletškovski reegel).
• Alamtasandi sees hõivavad elektronid esmalt ükshaaval vabad orbitaalid ja alles pärast seda moodustavad paarid (Hundi reegel).
• Ühel orbitaalil ei saa olla rohkem kui kaks elektroni (Pauli põhimõte).

Näited.

1. Koostage lämmastiku elektrooniline valem. Lämmastik on perioodilisuse tabeli number 7.

2. Koostage argooni elektrooniline valem. Perioodilises tabelis on argoon number 18.

1 s 2 2 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6.

3. Koostage kroomi elektrooniline valem. Perioodilises tabelis on kroom number 24.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

Tsingi energiadiagramm.

4. Koostage tsingi elektrooniline valem. Perioodilises tabelis on tsink number 30.

1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 p 10

Pange tähele, et osa elektroonilisest valemist, nimelt 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, on argooni elektrooniline valem.

Tsingi elektroonilist valemit saab esitada järgmiselt.

Elektrooniline konfiguratsioon aatom on selle elektronide orbitaalide arvuline esitus. Elektroniorbitaalid on ümber paiknevad erineva kujuga piirkonnad aatomituum, milles on matemaatiliselt tõenäoline elektroni leidmine. Elektrooniline konfiguratsioon aitab kiiresti ja lihtsalt lugejale öelda, mitu elektronorbitaali aatomil on, samuti määrata elektronide arvu igal orbitaalil. Pärast selle artikli lugemist omandate elektrooniliste konfiguratsioonide koostamise meetodi.

Sammud

Elektronide jaotus D. I. Mendelejevi perioodilise süsteemi abil

Leidke oma aatomi aatomnumber. Iga aatomiga on seotud teatud arv elektrone. Leidke perioodilisuse tabelist oma aatomi sümbol. Aatomarv on positiivne täisarv, mis algab 1-st (vesiniku puhul) ja kasvab ühe võrra iga järgneva aatomi kohta. Aatomarv on prootonite arv aatomis ja seetõttu on see ka elektronide arv nulllaenguga aatomis.

Määrake aatomi laeng. Neutraalsetel aatomitel on sama arv elektrone, nagu on näidatud perioodilisuse tabelis. Laetud aatomitel on aga elektrone rohkem või vähem, olenevalt nende laengu suurusest. Kui töötate laetud aatomiga, lisage või lahutage elektronid järgmiselt: lisage üks elektron iga negatiivse laengu kohta ja lahutage üks iga positiivse laengu kohta.

• Näiteks naatriumi aatomil, mille laeng on -1, on lisaelektron lisaks selle baasi aatomarvuni 11. Teisisõnu, aatomil on kokku 12 elektroni.
• Kui me räägime umbes +1 laenguga naatriumi aatomi kohta tuleb baasi aatomarvust 11 lahutada üks elektron. Seega on aatomil 10 elektroni.

1. Jäta pähe orbitaalide põhiloend. Kui elektronide arv aatomis suureneb, täidavad nad teatud järjestuse järgi aatomi elektronkihi erinevaid alamtasemeid. Iga elektronkihi alamtase, kui see on täidetud, sisaldab paarisarv elektrone. Seal on järgmised alamtasandid:

   Elektroonilise konfiguratsioonikirje mõistmine. Elektroonilised konfiguratsioonid kirjutatakse üles, et kajastada selgelt elektronide arvu igal orbitaalil. Orbitaalid kirjutatakse järjestikku, kusjuures iga orbitaali aatomite arv on kirjutatud ülaindeksina orbitaali nimest paremale. Valmis elektrooniline konfiguratsioon on alamtaseme tähiste ja ülaindeksite jada kujul.

   • Siin on näiteks kõige lihtsam elektrooniline konfiguratsioon: 1s 2 2s 2 2p 6 . See konfiguratsioon näitab, et 1s alamtasemel on kaks elektroni, 2s alamtasandil kaks elektroni ja 2p alamtasandil kuus elektroni. 2 + 2 + 6 = kokku 10 elektroni. See on neutraalse neoonaatomi elektrooniline konfiguratsioon (neooni aatomarv on 10).

2. Pidage meeles orbitaalide järjekorda. Pidage meeles, et elektronide orbitaalid on nummerdatud elektronkihi arvu kasvavas järjekorras, kuid järjestatud energia kasvavas järjekorras. Näiteks täidetud 4s 2 orbitaalil on vähem energiat (või vähem liikuvust) kui osaliselt täidetud või täidetud orbitaalil 3d 10, seega kirjutatakse esimesena 4s orbitaal. Kui teate orbitaalide järjekorda, saate neid hõlpsalt täita vastavalt elektronide arvule aatomis. Orbitaalide täitmise järjekord on järgmine: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Aatomi elektrooniline konfiguratsioon, milles kõik orbitaalid on täidetud, on järgmisel kujul: 10 7p 6
   • Pange tähele, et ülaltoodud tähistus, kui kõik orbitaalid on täidetud, on elemendi Uuo (ununoktsium) 118, aatomi elektronkonfiguratsioon. perioodiline süsteem suurima numbriga. Seetõttu sisaldab see elektrooniline konfiguratsioon kõiki praegu teadaolevaid neutraalselt laetud aatomi elektroonilisi alamtasemeid.

3. Täitke orbitaalid vastavalt elektronide arvule teie aatomis. Näiteks kui tahame neutraalse kaltsiumi aatomi elektroonilise konfiguratsiooni üles kirjutada, peame alustama perioodilisuse tabelist selle aatomnumbri otsimisega. Selle aatomnumber on 20, seega kirjutame 20 elektroniga aatomi konfiguratsiooni ülaltoodud järjekorras.

   • Täitke orbitaalid ülaltoodud järjekorras, kuni jõuate kahekümnenda elektronini. Esimesel 1s orbitaalil on kaks elektroni, 2s orbitaalil samuti kaks, 2p orbitaalil kuus, 3s orbitaalil kaks, 3p orbitaalil 6 ja 4s orbitaalil 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Teisisõnu on kaltsiumi elektrooniline konfiguratsioon järgmine: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 .
   • Pange tähele, et orbitaalid on energia kasvavas järjekorras. Näiteks kui olete valmis liikuma 4. energiatasemele, siis kirjutage esmalt üles 4s orbitaal ja siis 3d. Pärast neljandat energiataset liigute edasi viiendale, kus kordub sama järjekord. See juhtub alles pärast kolmandat energiataset.

4. Kasutage perioodilisustabelit visuaalse vihjena. Tõenäoliselt olete juba märganud, et perioodilisustabeli kuju vastab elektrooniliste konfiguratsioonide elektrooniliste alamtasandite järjestusele. Näiteks teises vasakpoolses veerus olevad aatomid lõpevad alati numbriga "s 2", samas kui õhukese keskmise sektsiooni paremas servas olevad aatomid lõpevad alati numbriga "d 10" jne. Kasutage perioodilisustabelit visuaalse juhendina konfiguratsioonide kirjutamisel – kuna orbitaalidele lisamise järjekord vastab teie asukohale tabelis. Vaata allpool:

   • Eelkõige sisaldavad kaks kõige vasakpoolsemat veergu aatomeid, mille elektroonilised konfiguratsioonid lõpevad s-orbitaalidega, tabeli parempoolne plokk sisaldab aatomeid, mille konfiguratsioonid lõpevad p-orbitaalidega, ja aatomite allosas lõpevad f-orbitaalidega.
   • Näiteks kui kirjutate üles kloori elektroonilise konfiguratsiooni, mõelge järgmiselt: "See aatom asub perioodilisuse tabeli kolmandas reas (ehk "perioodis"). Samuti asub see orbitaalploki p viiendas rühmas. Seetõttu lõpeb selle elektrooniline konfiguratsioon ..3p 5
   • Pange tähele, et tabeli d- ja f-orbitaalpiirkondade elementide energiatasemed ei vasta perioodile, milles nad asuvad. Näiteks d-orbitaalidega elementide ploki esimene rida vastab 3d orbitaalidele, kuigi see asub 4. perioodis, ja esimene rida f-orbitaalidega elemente vastab 4f orbitaalile, hoolimata sellest, et see asub 6. perioodil.

5. Õppige pikkade elektrooniliste konfiguratsioonide kirjutamise lühendeid. Perioodilisuse tabeli paremal küljel olevaid aatomeid nimetatakse väärisgaasid. Need elemendid on keemiliselt väga stabiilsed. Pikkade elektronide konfiguratsioonide kirjutamise protsessi lühendamiseks kirjutage lihtsalt nurksulgudesse lähima väärisgaasi keemiline sümbol, millel on vähem elektrone kui teie aatom, ja seejärel jätkake järgmiste orbitaaltasemete elektroonilise konfiguratsiooni kirjutamist. Vaata allpool:

   • Selle kontseptsiooni mõistmiseks on kasulik kirjutada konfiguratsiooni näide. Kirjutame tsingi (aatomarv 30) konfiguratsiooni, kasutades väärisgaasi lühendit. Tsingi täielik konfiguratsioon näeb välja selline: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Siiski näeme, et 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 on argooni, väärisgaasi, elektrooniline konfiguratsioon. Lihtsalt asendage tsingi elektroonilise konfiguratsiooni osa nurksulgudes (.) oleva argooni keemilise sümboliga.
   • Niisiis, tsingi elektrooniline konfiguratsioon, mis on kirjutatud lühendatud kujul, on: 4s 2 3d 10 .
   • Pange tähele, et kui kirjutate väärisgaasi, näiteks argooni, elektroonilist konfiguratsiooni, ei saa te kirjutada! Selle elemendi ees tuleb kasutada väärisgaasi lühendit; argooni jaoks on see neoon ().

   ADOMAH perioodilise tabeli kasutamine

   1. Õppige ADOMAH perioodilisustabelit. See elektroonilise konfiguratsiooni salvestamise meetod ei nõua meeldejätmist, kuid see nõuab modifitseeritud perioodilisustabelit, kuna traditsioonilises perioodilisustabelis alates neljas periood, perioodi number ei ühti elektronkihiga. Leidke ADOMAHi perioodilisustabel, teadlase Valery Zimmermani loodud perioodiline tabel. Seda on lihtne leida lühikese Interneti-otsingu abil.

      • ADOMAH perioodilisuse tabelis tähistavad horisontaalsed read elementide rühmi, nagu halogeenid, väärisgaasid, leelismetallid, leelismuldmetallid jne. Vertikaalsed veerud vastavad elektroonilistele tasemetele ja nn "kaskaadidele" (ühendavad diagonaaljooned plokid s,p,d ja f) vastavad perioodidele.
      • Heelium viiakse vesinikku, kuna mõlemat elementi iseloomustab 1s orbitaal. Perioodiplokid (s,p,d ja f) on näidatud paremal ja tasemenumbrid on toodud allosas. Elemendid on esitatud lahtrites, mis on nummerdatud vahemikus 1 kuni 120. Need numbrid on tavalised aatomnumbrid, mis näitavad elektronide koguarvu neutraalses aatomis.

   2. Leia oma aatom tabelist ADOMAH. Elemendi elektroonilise konfiguratsiooni üleskirjutamiseks leidke ADOMAH perioodilisuse tabelist selle sümbol ja kriipsutage maha kõik suurema aatomnumbriga elemendid. Näiteks kui teil on vaja üles kirjutada erbiumi (68) elektrooniline konfiguratsioon, kriipsutage läbi kõik elemendid vahemikus 69 kuni 120.

      • Pöörake tähelepanu tabeli põhjas olevatele numbritele 1 kuni 8. Need on numbrid elektroonilised tasemed või veergude numbrid. Ignoreeri veerge, mis sisaldavad ainult läbikriipsutatud üksusi. Erbiumi jaoks jäävad veerud numbritega 1,2,3,4,5 ja 6.

   3. Loendage orbiidi alamtasemed kuni oma elemendini. Vaadates tabelist paremal näidatud ploki sümboleid (s, p, d ja f) ja allosas näidatud veergude numbreid, eirake plokkide vahelisi diagonaaljooni ja jagage veerud plokkide veergudeks, loetledes need tellida alt üles. Jällegi ignoreerige plokke, milles kõik elemendid on läbi kriipsutatud. Kirjutage veeruplokid alates veeru numbrist, millele järgneb ploki sümbol, nii: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (erbiumi puhul).

      • Pange tähele: ülaltoodud elektrooniline konfiguratsioon Er on kirjutatud elektroonilise alamtaseme numbri kasvavas järjekorras. Selle võib kirjutada ka orbitaalide täitmise järjekorras. Selleks järgige veeruplokkide kirjutamisel kaskaade alt üles, mitte veerge: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .

   4. Loendage elektronid iga elektroonilise alamtaseme jaoks. Loendage iga veeruploki elemendid, mis pole läbi kriipsutatud, ühendades igast elemendist ühe elektroni, ja kirjutage nende arv iga veeruploki ploki sümboli kõrvale järgmiselt: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4p 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . Meie näites on see erbiumi elektrooniline konfiguratsioon.

   5. Olge teadlik valedest elektroonilistest konfiguratsioonidest. Aatomite elektrooniliste konfiguratsioonidega on seotud kaheksateist tüüpilist erandit madalaima energiaga olekus, mida nimetatakse ka põhienergia olekuks. Nad ei allu üldreegel ainult kahes või kolmes viimases elektronide poolt hõivatud positsioonis. Sel juhul eeldab tegelik elektrooniline konfiguratsioon, et elektronid on aatomi standardkonfiguratsiooniga võrreldes madalama energiaga. Erandi aatomite hulka kuuluvad:

      • Kr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) ja cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Aatomi aatomnumbri leidmiseks, kui see on kirjutatud elektroonilisel kujul, liidage lihtsalt kõik tähtedele järgnevad numbrid (s, p, d ja f). See toimib ainult neutraalsete aatomite puhul, kui tegemist on iooniga, siis miski ei tööta – peate lisama või lahutama täiendavate või kadunud elektronide arvu.
   • Tähele järgnev number on ülaindeks, ära tee kontrollis viga.
   • "Poolikult täidetud" alamtasandi stabiilsust ei eksisteeri. See on lihtsustus. Mis tahes stabiilsus, mis puudutab "pooltäis" alamtasemeid, on tingitud asjaolust, et iga orbitaal on hõivatud ühe elektroniga, seega on elektronidevaheline tõukejõud minimeeritud.
   • Iga aatom kaldub stabiilsesse olekusse ja kõige stabiilsematel konfiguratsioonidel on täidetud alamtasandid s ja p (s2 ja p6). Väärisgaasidel on selline konfiguratsioon, mistõttu nad reageerivad harva ja paiknevad perioodilisuse tabeli paremal pool. Seega, kui konfiguratsioon lõpeb 3p 4-ga, vajab see stabiilse oleku saavutamiseks kaht elektroni (kuue, sealhulgas s-taseme elektronide kaotamiseks kulub rohkem energiat, seega nelja on lihtsam kaotada). Ja kui konfiguratsioon lõpeb 4d 3-ga, peab see stabiilse oleku saavutamiseks kaotama kolm elektroni. Lisaks on pooleldi täidetud alamtasemed (s1, p3, d5..) stabiilsemad kui näiteks p4 või p2; aga s2 ja p6 on veelgi stabiilsemad.
   • Kui tegemist on iooniga, tähendab see, et prootonite arv ei ole sama, mis elektronide arv. Aatomi laeng kuvatakse sel juhul keemilise sümboli paremas ülanurgas (tavaliselt). Seetõttu on antimoniaatomil, mille laeng on +2, elektrooniline konfiguratsioon 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Pange tähele, et 5p 3 on muutunud 5p 1-ks. Olge ettevaatlik, kui neutraalse aatomi konfiguratsioon lõpeb muudel alamtasanditel kui s ja p. Kui võtate elektrone, saate neid võtta ainult valentsorbitaalidelt (s ja p orbitaalid). Seega, kui konfiguratsioon lõpeb 4s 2 3d 7 ja aatom saab +2 laengu, siis konfiguratsioon lõpeb 4s 0 3d 7-ga. Pange tähele, et 3d 7 mitte muutub, selle asemel kaovad s-orbitaali elektronid.
   • On tingimusi, mil elektron on sunnitud "liikuma kõrgemale energiatasemele". Kui alamtasemel puudub üks elektron, et olla pool või täis, võtke üks elektron lähimast s või p alamtasemest ja viige see alamtasandile, mis vajab elektroni.
   • Elektroonilise konfiguratsiooni kirjutamiseks on kaks võimalust. Neid saab kirjutada energiatasemete arvu kasvavas järjekorras või elektronide orbitaalide täitmise järjekorras, nagu ülal erbiumi puhul näidatud.
   • Samuti saate kirjutada elemendi elektroonilise konfiguratsiooni, kirjutades ainult valentsi konfiguratsiooni, mis on viimane s ja p alamtase. Seega on antimoni valentskonfiguratsioon 5s 2 5p 3 .
   • Ioonid pole samad. Nendega on palju keerulisem. Jätke kaks taset vahele ja järgige sama mustrit sõltuvalt sellest, kust alustasite ja kui suur on elektronide arv.

MÄÄRATLUS

Raud- kahekümne kuues element Perioodilisustabel. Nimetus - Fe ladinakeelsest sõnast "ferrum". Asub neljandas perioodis, VIIIB rühm. Viitab metallidele. Tuumalaeng on 26.

Raud on alumiiniumi järel kõige levinum metall maakeral: see moodustab 4% (massist) maakoor. Raud esineb erinevate ühendite kujul: oksiidid, sulfiidid, silikaadid. Raud leidub vabas olekus ainult meteoriitides.

Raua olulisemate maakide hulka kuuluvad magnetiline rauamaak Fe 3 O 4 , punane rauamaak Fe 2 O 3 , pruun rauamaak 2Fe 2 O 3 × 3H 2 O ja rauamaak FeCO 3 .

Raud on hõbedane (joonis 1) plastiline metall. See sobib hästi sepistamiseks, valtsimiseks ja muud tüüpi töötlemiseks. Raua mehaanilised omadused sõltuvad tugevalt selle puhtusest – isegi väga väikeste koguste muude elementide sisaldusest selles.

Riis. 1. Raud. Välimus.

Raua aatom- ja molekulmass

Aine suhteline molekulmass(M r) on arv, mis näitab, mitu korda on antud molekuli mass suurem kui 1/12 süsinikuaatomi massist ja elemendi suhteline aatommass(A r) - mitu korda keskmine kaal aatomid keemiline element rohkem kui 1/12 süsinikuaatomi massist.

Kuna vabas olekus raud eksisteerib monoatomiliste Fe molekulide kujul, on selle aatom- ja molekulmassi väärtused samad. Need on võrdsed 55,847-ga.

Raua allotroopia ja allotroopsed modifikatsioonid

Raud moodustab kaks kristallilist modifikatsiooni: α-raud ja γ-raud. Esimesel neist on kuubikujuline kehakeskne võre, teisel - kuubikujuline näokeskne võre. α-raud on termodünaamiliselt stabiilne kahes temperatuurivahemikus: alla 912 o C ja 1394 o C kuni sulamistemperatuurini. Raua sulamistemperatuur on 1539 ± 5 o C. Temperatuurivahemikus 912 o C kuni 1394 o C on γ-raud stabiilne.

α- ja γ-raua stabiilsuse temperatuurivahemikud tulenevad mõlema modifikatsiooni Gibbsi energia muutuse olemusest koos temperatuurimuutusega. Temperatuuridel alla 912 o C ja üle 1394 o C on α-raua Gibbsi energia väiksem kui γ-raua Gibbsi energia ning vahemikus 912 - 1394 o C - rohkem.

Raua isotoobid

On teada, et raud võib looduses esineda nelja stabiilse isotoobi 54Fe, 56Fe, 57Fe ja 57Fe kujul. Nende massinumbrid on vastavalt 54, 56, 57 ja 58. Raua isotoobi 54 Fe aatomi tuum sisaldab kakskümmend kuus prootonit ja kakskümmend kaheksa neutronit ning ülejäänud isotoobid erinevad sellest ainult neutronite arvu poolest.

Seal on raua tehisisotoope massinumbritega 45–72, samuti 6 tuumade isomeerset olekut. Ülaltoodud isotoopide hulgas on kõige pikema elueaga 60 Fe, poolestusajaga 2,6 miljonit aastat.

raua ioonid

Elektrooniline valem, mis näitab raua elektronide jaotust orbiitidel, on järgmine:

1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 p 6 4 s 2 .

Keemilise interaktsiooni tulemusena loovutab raud oma valentselektronid, s.o. on nende doonor ja muutub positiivselt laetud iooniks:

Fe 0 -2e → Fe 2+;

Fe 0 -3e → Fe 3+.

Raua molekul ja aatom

Vabas olekus eksisteerib raud monoatoomiliste Fe molekulide kujul. Siin on mõned omadused, mis iseloomustavad raua aatomit ja molekuli:

rauasulamid

Kuni 19. sajandini olid rauasulamid tuntud peamiselt süsinikuga sulamite poolest, mis said terase ja malmi nimetused. Tulevikus loodi aga uued rauapõhised sulamid, mis sisaldavad kroomi, niklit ja muid elemente. Praegu jagunevad rauasulamid süsinikteraseks, malmiks, legeerteraseks ja eriomadustega terasteks.

Tehnoloogias nimetatakse rauasulameid tavaliselt raudmetallideks ja nende tootmist raudmetallurgiaks.

Näited probleemide lahendamisest

NÄIDE 1

Harjutus	Aine elementaarne koostis on järgmine: raudelemendi massiosa on 0,7241 (ehk 72,41%), hapniku massiosa on 0,2759 (ehk 27,59%). Tuletage keemiline valem.
Lahendus	Elemendi X massiosa HX-kompositsiooni molekulis arvutatakse järgmise valemiga: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Tähistagem raua aatomite arvu molekulis kui "x", hapniku aatomite arvu "y". Leiame raua ja hapniku elementide vastavad suhtelised aatommassid (D.I. Mendelejevi perioodilisest tabelist võetud suhteliste aatommasside väärtused ümardatakse täisarvudeks). Ar(Fe) = 56; Ar(O) = 16. Jagame elementide protsendi vastava suhtelise aatommassiga. Seega leiame seose ühendi molekulis olevate aatomite arvu vahel: x:y= ω(Fe)/Ar(Fe): ω(O)/Ar(O); x:y = 72,41/56: 27,59/16; x:y = 1,29: 1,84. Võtame väikseima arvu üheks (st jagame kõik arvud väikseima arvuga 1,29): 1,29/1,29: 1,84/1,29; Seetõttu on raua ja hapniku kombineerimise lihtsaim valem Fe 2 O 3.
Vastus	Fe2O3