Modelo de Bohr
Em 1913, Niels Bohr explicou o espectro do átomo de hidrogênio e generalizou seu modelo para espécies hidrogenóides (que têm um elétron de He+ ou Li2+). O primeiro princípio diz que um elétron tem energia constante em uma órbita particular (estado estacionário), por isso não cai no núcleo. O segundo admite apenas certas órbitas possíveis para o elétron ao redor do núcleo. O terceiro princípio diz que variações de energia (ganho ou perda) correspondem a saltos de uma órbita interna a uma mais externa ou vice-versa. A perda de energia se dá pela emissão de luz.
Quando os átomos de um determinado elemento se aquecem a uma certa temperatura, emitem luz. Essas luzes têm determinados comprimentos de onda, característicos de cada elemento.
Cada comprimento de onda corresponde a uma cor do arco-íris e cada cor, à emissão
de uma energia. O físico Max Planck calculou a energia de cada unidade de luz (fóton):
E = h • v, em que v é a freqüência da luz e h é a constante de Planck = 6,625 • 10–34 joule/segundo.
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A freqüência só depende do comprimento de onda. Portanto, se um átomo superaquecido emite luzes de determinadas cores, isto significa que ele só emite determinadas energias
Introdução ao modelo atual
O modelo atual, atribuído ao físico Erwin Schrödinger, apóia-se nos seguintes princípios: teoria sobre a dualidade onda-partícula, de Louis De Broglie (1923); princípio da incerteza, enunciado por Werner Heisemberg (1927). A mecânica quântica, desenvolvida por Schrödinger e Heisemberg, deu origem ao estudo das funções de onda e dos números quânticos, pois o átomo de Schrödinger é um modelo matemático. A partir do modelo das funções de onda, surgem os orbitais, regiões no espaço com probalidade de se encontrar os elétrons.
