La serie Balmer es la designación de las líneas espectrales de emisiones del átomo de hidrógeno. Estas líneas espectrales (que son fotones emitidos en el espectro de luz visible) se producen a partir de la energía requerida para eliminar un electrón de un átomo, llamado energía de ionización. Dado que el átomo de hidrógeno solo tiene un electrón, la energía de ionización requerida para eliminar este electrón se llama la primera energía de ionización (y para el hidrógeno, no hay una segunda energía de ionización). Esta energía se puede calcular en una serie de pasos cortos.

Determine los estados de energía inicial y final del átomo y encuentre la diferencia de sus inversas. Para el primer nivel de ionización, el estado de energía final es infinito (ya que el electrón se elimina del átomo), por lo que el inverso de este número es 0. El estado de energía inicial es 1 (el único estado de energía que puede tener el átomo de hidrógeno) el inverso de 1 es 1. La diferencia entre 1 y 0 es 1.

Multiplica la constante de Rydberg (un número importante en la teoría atómica), que tiene un valor de 1.097 x 10 ^ (7) por metro ( 1 /m) por la diferencia del inverso de los niveles de energía, que en este caso es 1. Esto da la constante de Rydberg original.

Calcula el inverso del resultado A (es decir, divide el número 1 por resultado A). Esto da 9.11 x 10 ^ (- 8) m. Esta es la longitud de onda de la emisión espectral.

Multiplica la constante de Planck por la velocidad de la luz, y divide el resultado por la longitud de onda de la emisión. Multiplicando la constante de Planck, que tiene un valor de 6.626 x 10 ^ (- 34) Joule segundos (J s) por la velocidad de la luz, que tiene un valor de 3.00 x 10 ^ 8 metros por segundo (m /s) da 1.988 x 10 ^ (- 25) metros Joule (J m), y dividir esto por la longitud de onda (que tiene un valor de 9.11 x 10 ^ (- 8) m) da 2.182 x 10 ^ (- 18) J. Esta es la primera energía de ionización del átomo de hidrógeno.

Multiplica la energía de ionización por el número de Avogadro, que da el número de partículas en un mol de sustancia. Multiplicando 2.182 x 10 ^ (- 18) J por 6.022 x 10 ^ (23) da 1.312 x 10 ^ 6 Joules por mol (J /mol), o 1312 kJ /mol, que es como se escribe comúnmente en química.