Neils Bohr.Niels Henrik David BohrNasceu em Copenhague, Dinamarca, em1885. Estudou na Dinamarca e na Inglaterra.Foi professor da Universidade e diretor do Instituto de Fisica Teorica de Copenhague.Por seus trabalhos sobre estrutura atomica,recebeu o Premio Nobel de Fisica de 1922. Estudou a fissao nuclear, contribuindo assim para o desenvolvimento da energia atomica. Faleceu em 1962. Em sua homenagem,o elemento quimico 107 recebeuo nome bohrio (Bh).O cientista dinamarques Niels Bohr aprimorou, em 1913, o modelo atomico de Rutherford, utilizandoa teoria de Max Planck. Em 1900, Planck ja havia admitido a hipotese de que a energia nao seriaemitida de modo continuo, mas em pacotes. A cada pacote de energia foi dado o nome de quantum.Surgiram, assim, os chamados postulados de Bohr: os eletrons se movem ao redor do nucleo em um numero limitado de orbitas bem definidas, quesao denominadas orbitas estacionarias; movendo-se em uma orbita estacionaria, o eletron nao emite nem absorve energia; ao saltar de uma orbita estacionaria para outra, o eletron emite ou absorve uma quantidade bemdefinida de energia, chamada quantum de energia (em latim, o plural de quantum e quanta).Essa emissao de energia e explicada a seguir. Recebendo energia (termica, eletrica ou luminosa) do exterior, o eletron salta de uma orbita mais interna para outra mais externa; a quantidade de energia recebida e, porem, bem definida (um quantum de energia).Pelo contrario, ao voltar de uma orbita mais externa para outra mais interna, o eletron emite um quantum de energia, na forma de luz de cor bem definida ou outra radiacao eletromagnetica, como ultravioleta ou raios X (dai o nome de foton, que e dado para esse quantum de energia).Esses saltos se repetem milhoes de vezes por segundo, produzindo assim uma onda eletromagnetica, que nada mais e do que uma sucessao de fotons (ou quanta) de energia.espectros descontinuos aparecem sempre as mesmas raias de cores tambem bem definidas. Mais uma vez, notamos a ligacao entre materia e energia nesse caso, a energia luminosa.No caso particular do atomo de hidrogenio, temos um esquema com a seguinte relacao entre os saltos dos eletrons e as respectivas raias do espectro:Tres possiveis saltos do eletron do elemento hidrogenioAcompanhando a figura anterior, verifique que: quando o eletron volta da orbita numero 4 para a de numero 1, ele emite luz de cor azul; da 3 para a 1, produz luz verde; e, da 2 para a 1, produz luz vermelha.E facil entender que atomos maiores, tendo maior numero de eletrons, darao tambem maior numero de raiasespectrais; alem disso, quando o elemento quimico e aquecido a temperaturas mais altas (isto e, recebe mais energia), o numero de saltos eletronicos e, consequentemente, o numero de raias espectrais tambem aumenta; no limite as raias se juntam e formam um espectro continuo, como o produzido pela luz solar ou pelo filamento de tungstenio de uma lampada incandescente, quando acesa.Assim, ao modelo atomico de Rutherford, corrigido pelas ponderacoes de Bohr, foi dado o nome de modelo atomico de Rutherford-Bohr.Estudos posteriores mostraram que as orbitas eletronicas de todos os atomos conhecidos se agrupamem sete camadas eletronicas, denominadas K, L, M, N, O, P, Q.