¡Este es uno de los primeros ejemplos de niveles de energía para los electrones dentro del átomo!

Si tomamos el modelo de Bohr, que imagina que los electrones rodean el núcleo en órbitas establecidas

Cada una de estas órbitas tiene una energía correspondiente. Los electrones son más estables en los niveles de energía más bajos y, por tanto, prefieren estar allí.

Cuando se proporciona energía a los electrones (en forma de energía de llama/calor) se excitan y saltan a un nivel de energía más alto.

Desgraciadamente, en el nivel de energía más alto, los electrones son inestables y acabarán cayendo al nivel de energía más bajo. Cuando esto ocurre, la energía que han absorbido tiene que ser eliminada de alguna manera. Esto significa que los electrones expulsan un fotón de energía igual a la diferencia de energía entre los dos niveles.

Los fotones de diferente energía tienen diferentes longitudes de onda/frecuencias, que están asociadas a los colores que son. Las ondas de mayor energía son más violáceas, (hasta que entran en el ultravioleta y no se pueden ver a simple vista) y las de menor energía son rojas (hasta que se baja la energía lo suficiente como para entrar en la región del infrarrojo).

El color de la llama cambia debido a la diferencia en los niveles de energía. Los elementos tienen niveles de energía establecidos, por lo que la única manera de obtener diferentes colores es utilizando un elemento diferente en la llama, o excitando los electrones a niveles de energía aún más altos. Desgraciadamente, esta última opción no es realmente posible para ti. La mayoría de los electrones sólo saltarán al segundo nivel de energía, mientras que muy pocos saltarán más alto, lo que significa que cualquier fotón de color diferente no será visible entre el resto.

Algunos ejemplos de estos elementos y colores son:Cobre – azul-verde,Potasio – lila,Strongtium – rojo,Sodio – amarillo (¡como las farolas de sodio!),Litio – rojo oscuro,Bario – verde.

Figura tomada del artículo de Wikipedia sobre el Modelo de Bohr.