19世纪初，美国科学家道尔顿提出了原子理论，他认为原子是物质存在的最小单元，是不可分割的。1897年，英国科学家汤姆逊发现了电子，从而否定了原子不可分割的说法。1903年汤姆逊提出一种原子模型，认为正电荷平均分布在整个原子的球形体积中，而电子则平均分布在这些正电荷之间。然而，这种原子模型被卢瑟福的a粒子散射实验否定了。1911年，英国科学家卢瑟福提出了原子有核模型，认为原子像一个缩小的太阳系，中心有一个几乎占有全部质量且带正电的原子核，核外有若干个带负电的电子绕核运转，如同行星围绕太阳运转一样。这种原子模型得到了人们的公认，但它与古典电磁理论有矛盾，对原子的线状光谱也无法解释，因而存在很多缺陷。1913年，丹麦科学家玻尔运用量子论思想对原子有核模型做了进一步的发展和完善，提出了原子轨道和能级的概念，并对原子发光机理做出了解释。玻尔的原子理论假设可概括叙述如下：原子中的电子沿着圆形轨道绕核运行，各条轨道有不同的能量状态，叫做能级，各能级的能值都是确定的。正常情况下电子总是在能级最低的轨道上运行，这时的原子状态称作基态。当原子从外界吸收一定能量时，电子就由最低能级跳到较高能级，这一过程称作跃迁，

这时原子的状态称作激发态。激发态是一种不稳定状态，所以电子将再次跃迁回较低能级，这样，先后两个能级的能值差就会以光能的形式辐射出来，即：

hy=E"-E'式中 hv-光量子能量；E”－较高能级的能值；E'-较低能级的能值。以氢原子为例：氢原子的能级图如图1-1所示，图中各定态轨道的量子化的能量状态即能级，用主量子数n表示。能量单位用电子伏（符号eV,1电子伏相当于1个电子通过电势差为1伏的电场时所获得或减少的能量）。图中最下一条横线是n=1,是离核最近且能量最低的能级，表示氢原子处于基态，如果由外界获得10. 2eV(即E2-E1)的能量，原子的内能增大，原子中的一个电子就跳到n=2的第二个能级，再获得1. 89 eV(即E3-E2)的能量，电子就跳到n=3的第三个能级，在后两种情况下，氢原子都处于激发态。基态的氢原子获得13. 6eV的能量，电子就能完全脱离核的引力，成为自由电子（即E=0).受激的电子是不稳定的，它不能在高能级停留太久，接着就跳回较低能级。电子从高能级跃迁到低能级时，内能降低，释放出1个光子，如果电子是从第三能级跳到第一能级，则放出的光子应具有12. 09 eV(即E3-E1)的能量。现代科学用量子力学研究微观粒子。从量子力学的观点看，玻尔原子理论也存在缺陷。实际上，核外电子并不在固定的轨道上运行，所谓原子轨道只是在三维空间中找到该运动电子的某个区域。由于核外电子任一时刻的位置和动量无法同时准确测出，描述核外电子的通动只能采用统计的方法。把电子在空间出现的概率密度分布用图像表示出来，称作电子云。描述原子轨道和电子云的参数共有三个，即：1.主量子数n.用于确定原子的电子层和轨道能级（各电子层分别用K、L、M、N...表示）。2.角量子数l.用于确定每个电子层所包含的分层，同时还代表了电子的角动量和原子轨道形状（各分层分别用s、p、d、f··表示）。3.磁量子数m.用于确定原子轨道在空间的伸展方向。此外，还有一个用于确定电子的自旋方向的自旋量子数ms.原子的电子层结构，特别是最外层结构，对元素的化学性质有很大影响。根据元素周期性变化的规律，按元素原子核电荷数递增顺序把元素排列起来，并使具有相同电子层的元素排在同一横行，化学性质相似的各元素处在同一纵行里，就构成了元素周期表。元素周期表是元素周期律的具体表现形式，反映了元素间性质相互联系及其对原子结构的依赖关系。