Dit is een van de eerste voorbeelden van energieniveaus voor elektronen in het atoom!

Als we het Bohr-model nemen, waarbij elektronen in vaste banen om de kern cirkelen

Elke van deze banen heeft een bijbehorende energie. De elektronen zijn stabieler op lagere energieniveaus, en verkiezen dus daar te zijn.

Wanneer je de elektronen energie geeft (in de vorm van de vlam/warmte-energie), raken ze opgewonden en springen ze naar een hoger energieniveau.

Helaas zijn de elektronen op het hogere energieniveau instabiel en zullen ze uiteindelijk naar het lagere energieniveau vallen. Wanneer dit gebeurt, moet de energie die zij hebben geabsorbeerd op de een of andere manier worden afgevoerd. Dit betekent dat de elektronen een foton uitwerpen met een energie gelijk aan het energieverschil tussen de twee niveaus.

Fotonen van verschillende energie hebben verschillende golflengten/frequenties, die samenhangen met de kleuren die zij hebben. Hogere energiegolven zijn paarser (totdat ze in het ultraviolet terechtkomen en niet meer met het blote oog te zien zijn) en lagere energiegolven zijn rood (totdat je laag genoeg energie krijgt om in het infraroodgebied te komen).

De kleur van de vlam verandert door het verschil in de energieniveaus. Elementen hebben vaste energieniveaus, dus de enige manier waarop je verschillende kleuren kunt krijgen is door een ander element in de vlam te gebruiken, of door de elektronen op te wekken tot nog hogere energieniveaus. Helaas is de laatste optie voor jou niet echt mogelijk. De meeste elektronen zullen gewoon naar het tweede energieniveau springen, terwijl er maar heel weinig hoger zullen springen, wat betekent dat verschillend gekleurde fotonen niet zichtbaar zullen zijn tussen de rest.

Een paar voorbeelden van deze elementen en kleuren zijn:Koper – blauwgroen,Kalium – lila,Sterktium – rood,Natrium – geel (zoals natrium straatlantaarns!),Lithium – donkerrood,Barium – groen.

Figuurtje afkomstig uit Wikipedia’s artikel over het Bohr-model.