Co się stanie gdy zamiast światła białego będziemy próbować rozszczepić światło emitowane przez podgrzane do wysokich temperatur gazy? Okazuje się, że po rozszczepieniu nie dostaniemy widma ciągłego - składającego się ze wszystkich kolorów (tak jak było to ze światłem białym), lecz nieciągłe widmo liniowe. Światło emitowane przez gazy składa się więc z pewnej liczby fal o różnych długościach. Każdy pierwiastek ma charakterystyczne dla siebie widmo liniowe - nazwane później widmem emisyjnym. Widmo może być używane do identyfikacji substancji. Dzięki niemu udało się odkryć z czego zbudowane jest Słońce oraz inne ciała niebieskie. Udało się też odkryć nowe, nie znane wcześniej pierwiastki. Trudno przecenić rolę jaką w naukach chemicznych odegrały widma liniowe.

Światło emitowane przez gaz jest oczywiście emitowane przez poszczególne jego atomy. Dlaczego jednak atomy danego pierwiastka emitują światło tylko o pewnych częstotliwościach? Naukowcy przekonani byli, że ma to związek z elektronami wchodzącymi w skład atomu. Nie umieli jednak powiedzieć jak wygląda ta zależność.

Pamiętamy, że Ernest Rutherford stworzył nowy ,"planetarny" model atomu. Zgodnie z nim atom składa się z malutkiego dodatniego jądra, wokół którego po pewnych orbitach krążą elektrony. Zgodnie z klasycznymi prawami elektrodynamiki krążący elektron powinien wytwarzać promieniowanie elektromagnetyczne. Promieniowanie to unosi ze sobą część energii elektronu. Tak więc elektron tracąc swoją energię powinien poruszać się po coraz mniejszych orbitach i w końcu spaść na jądro. Jednal nic takiego nie zostało zaobserwowane. Jeśli rzeczywiście tak by było elektron mógłby znajdować się na dowolnej orbicie (która by się cały czas przy wypromieniowywaniu energii, płynnie zmieniała). Zgodnie z tym wszystkie atomy w badanej próbce powinny znajdować się w różnych stanach energetycznych (mieć różną energię) i emitować promieniowanie o wszystkich długościach fal. Widmo powinno być ciągłe, a nie liniowe.

Wszystkie te fakty doprowadziły wielkiego naukowca początku XX wieku Nielsa Bohra do stworzenia nowej teorii opisującej prawa rządzące atomem.

Najprostszym atomem jest atom wodoru. W jego skład wchodzi tylko jeden elektron. Wodór ma też najprostsze widmo liniowe. Udało się doświadczalnie ustalić wzór wiążący ze sobą kolejne linie widmowe tego pierwiastka. Bohr zajął się więc wytłumaczeniem właściwości najprostszego atomu. Przyjął on, tak jak wcześniej Rutherford, że elektrony krążą po orbitach kołowych dookoła jądra. Przyjął on jednak trzy nowe tezy:

1. W atomie istnieją takie orbity, na których poruszające się elektrony nie promieniują energii - orbity te nazwał stacjonarnymi.

2. Każda emisja lub też absorpcja energii promieniowania odpowiada przejściu elektronu pomiędzy dwoma orbitami stacjonarnymi. Promieniowanie emitowane w czasie takiego przejścia jest jednorodne i jego częstość określona jest wzorem:

       

gdzie h - stała Plancka, E_n i E_l energie układu w obu stanach stacjonarnych.

3. Prawa mechaniki opisują równowagę dynamiczną elektronów w stanach stacjonarnych, ale nie stosują się do przechodzenia elektronu pomiędzy dwoma takimi stanami.

Zastanówmy się teraz co tak naprawdę oznaczają poszczególne postulaty.

Pierwszy z nich mówi o tym, że elektrony nie mogą krążyć po dowolnych orbitach dookoła jądra. Tylko niektóre orbity są dozwolone. Krążące po nich elektrony nie tracą energii na promieniowanie. Był to postulat całkowicie niezgodny z dotychczasowymi teoriami, a w szczególności z teorią elektromagnetyzmu Maxwella. Bohr przyjął ten postulat ad hoc. Nie wiedział z czego może on wynikać. Jednak był przekonany, że aby właściwie zrozumieć atom trzeba po prostu ten postulat przyjąć.

Drugi postulat mówi o tym, że w atomie elektron może przeskakiwać z jednej dozwolonej orbity na drugą. Na każdej orbicie elektron ma pewną ustaloną energię. Energie elektronu na różnych orbitach są różne. Energia jest tym większa im orbita jest bardziej odległa od jądra. Jeżeli elektron przeskakuje z wyższej orbity (odleglejszej) na niższą, wypromieniowuje on kwant energii równy różnicy energii tych dwóch orbit. Aby elektron mógł przeskoczyć na wyższą orbitę musi pochłonąć odpowiedni kwant energii. Energię kwantu jest proporcjonalna do częstotliwości emitowanego promieniowania. Promienie orbit stacjonarnych determinują więc częstotliwości emitowanego promieniowania. Drugi postulat wyjaśnia dlaczego atom emituje promieniowanie o ściśle określonych długościach fal.

Trzeci postulat jest całkowicie sprzeczny z teorią klasyczną. Zgodnie z nim jedynie elektrony poruszające się po orbitach stacjonarnych mogą być opisywane prawami klasycznej mechaniki . Praw tych nie można stosować do opisu przejść pomiędzy orbitami.