玻尔的理论模型
玻尔提出的关于原子结构的新模型， 最后的 道尔顿和卢瑟福的模型未能解释黑体辐射主题介绍中看到的现象。加热时不同气体排放的真正原因是什么 不同的颜色（不同的波长）。
玻尔的推理如下。元素的发射光谱线告诉我们，该元素的原子仅在特定时间发射光子。 特定的频 率，因此具有特定的能量。这种能量的定义与爱因斯坦对光子的定义完全相同。
这个方程告诉我们每个原子都有一组可能的能级。一个原子的内部能量可以等于这些能级中的任何一个，但它不能具有介于两个能级之间的能量。这发生在 气体被激发，例如，施加电压，并通过使电流通过气体来做到这一点，它为电球中的电子提供能量。
当这些电子吸收由于电势差而跃迁的电子所提供的能量时，它们变得更 “充满活力”并跳到更高的能量水平。但是这种能量不会长时间保持，因此电子在失去能量时再次返回到它所在的能级，并在此过程中发射特定波长（特定颜色）的光子。
这是因为特定元素的所有孤立气体原子具有相同的能级集，但不同元素的原子具有不同的集。例如，激发的锂原子 发出波长为 λ = 671nm 的红光。对应的光子能量为：
这是光子的能量 发布 在两个能级之间的过渡期间。因此，每种类型的原子必须有一系列 水平 能量，它们之间的能量间隔不同。光谱中的每个波长对应于两个原子能级之间的跃迁。 具体的。当我们说原子是 稳定的 意味着每个原子都有一个较低的能级，我们称之为基能级。能量大于基本能级的能级称为激发能级。处于激发能级的原子可以通过发射光子跃迁到基能级。但因为它们不存在 水平 在基本能级的低能级，处于基本能级的原子不能失去能量，因此不能发射光子。
Bohr propõe em um de seus postulados que as órbitas dos elétrons são muito bem definidas e cada órbita há um número quântico associado juntamente com um nível de energia também associado, dado pela diferença de Energia de uma órbita para a outra determinado por ∆E. Tais órbitas foram classificadas como K, L, M, N, O, P, Q, etc. Cada elétron tem uma energia dependendo de qual orbital ou camada ele se encontra. Como citado anteriormente um átomo pode receber energia (absorver) ou emitir energia (emissão) .
Compreendendo então até aqui, pela teoria construída por Albert Einstein, um fóton tem sua energia associada com sua frequência (cor). Como por exemplo mostra o esquema 1, para conseguirmos arrancar o elétron da camada fundamental de número quântico n=1 (ou camada K), para o nível n=2 , a energia necessária que o nosso fóton precisará é exatamente a diferença de energia entre essas duas camadas ∆E. O mesmo se dá se quisermos elevar este mesmo elétron da camada fundamental n=1 para a mais alta possível mostrada no esquema
Outro conceito também importante como a segunda parte do esquema 1 mostra é a emissão de fótons. Isso acontece por um princípio básico da natureza chamado de "Princípio de mínima ação", o importante a se entender deste princípio é que todo fenômenos físico qualquer que seja, tende a estabilizar o "sistema físico" ao nível de energia mais baixo possível. No caso do átomo como mostra o esquema acima, cedemos (incidimos) um fóton no átomo, e o fóton só irá elevar o elétron ao nível mais alto se tiver uma energia menor que a do fóton. Em outras palavras, elevar o elétron do seu estado "natural" para um nível mais alto, estamos desestabilizando o equilíbrio energético deste sistema físico.
A natureza então tenta reorganizar ou reestabelecer esse equilíbrio novamente, e para isso o que acontece é que este elétron que foi elevado ao nível mais alto, não se mateará nele por muito tempo e eventualmente retornará ao seu estado mais fundamental novamente, é neste processo que acontece a emissão do fóton. É compreendendo este dois fenômenos que entendemos as linhas de absorvição e emissão de determinados elementos químicos que está representado no esquema 2.
Podemos então entender como mostra o esquema 3, o elétron quando absorve um fóton se eleva de um nível mais fundamental para um mais alto. Assim modificando então o equilíbrio energético do sistema. Para isso o elétron ao tentar restaurar a energia fundamental (mínima) emite um fóton para equilibrar a energia do sistema voltando então ao seu nível fundamental anterior que também podermos chamar de emissão expontânea. Ambos os processos de emissão e absorvição a frequência (cor) do fóton de ambas depende apenas e somente da diferença de energia ∆E dos orbitais a que cada elétron se encontra ou retorna.
Esta quantização das órbitas e das camada do átomo postulado por Bohr nos permitiu descrever muitos fenômenos que os antigos modelos não conseguiam prever. Mas esta não foi a única quantização que Bohr propõe pois a mesma ideia citada anteriormente, manter um equilíbrio, conservar grandezas físicas. E uma dessas grandezas que ja citamos na página anterior é a energia cinética do do elétron. Dependendo da órbita o elétron apenas tem uma velocidade relativamente baixa para seu orbital, e pela força centrípeta consequente da força Coulombiana exercida pelo núcleo do átomo, forçaria o elétron a colidir com o núcleo. Para resolver este problema juntamente com a quantização dos orbitais, o segundo postulado de Bohr prevê uma quantização do momento angular.
O momento angular é uma grandeza associada a conservação do movimento quanto a rotação de um corpo entorno de um eixo, e as grandezas que interferem nesta grandeza é a distância desse corpo com relação ao eixo (o raio) e a velocidade com que o corpo "orbita" rotaciona entorno do eixo. O que Bohr propôs é que o momento angular deve ser igualmente quantizado como as camadas, ou seja, o número quântico principal. O valor do momento angular quântico representado pela letra L é um múltiplo inteiro da constante de Planck e o número quântico principal, como mostra as equações abaixo:
Velocidade orbital do elétron
Raio orbital do elétron
Repare que a equação do momento angular tem um sub-índice (n) assim como as grandezas que a definem demonstradas acima, velocidade orbital e raio orbital. Isso significa que a quantização de Bohr restringe a existência do elétron em certas regiões, ou seja, a quantização do momento angular é diferente para cada nível quântico principal, um múltiplo inteiro dele. Isso significa que não existe momento angular fracionado, raio atômico fracionado, por exemplo, entre 1 e 2. Ou é 1 ou 2! Não existe valores intermediários a estes dois valores, como 1,14 ; 1,68. Não!!! Essa é a principal característica da quantização de Bohr. Estados de energia, momento angular, velocidade orbital e raio orbital são muito bem definidos. Com isso podemos definir a partir das relações anteriores a última relação de quantização de Bohr a quantização da energia associada a cada orbital atômico.
Energia associada ao orbital (n - enésimo)
Lembrando que esta descrição e os postulados que Bohr fez foram baseados no elemento mais simples que conhecemos hoje no universo, o Hidrogênio, pois ele contém apenas um elétron em órbita, sendo assim um elemento simples de se analisar e descrever. A questão é que para elementos com mais elétrons, como os metais, a teoria de Bohr já também não se faz eficiente. Os modelos teóricos descritos por ele divergem dos resultados em laboratório. Outros modelos posteriores surgem afim de preencher as lacunas deixadas pela teoria de Bohr, como o modelo atômico de Sommerfeld. Não nos cabe entrar nesses modelos teóricos mais elaborados, pois somente o modelo atômico do hidrogênio ja nos da bastante trabalho. O importante a você aluno até aqui é compreender que o modelo teórico de Bohr é muito eficiente para átomos relativamente simples, como os gases nobres e outros elementos que não tenham uma eletrosféra muito densa, com bastante elétrons. Existem outros modelos atômicos como citamos no qual conseguem dar conta ainda sim por uma aproximação para elementos químicos maiores e mais complexos.