Detta är ett av de första exemplen på energinivåer för elektroner inom atomen!

Om vi utgår från Bohrmodellen, som föreställer oss att elektroner kretsar kring kärnan på bestämda banor

Varje av dessa banor har en motsvarande energi. Elektronerna är mer stabila på lägre energinivåer och föredrar därför att befinna sig där.

När man tillför energi till elektronerna (i form av flamman/värmeenergin) blir de exciterade och hoppar till en högre energinivå.

Olyckligtvis är elektronerna på den högre energinivån instabila och kommer så småningom att falla till den lägre energinivån. När detta sker måste energin som de absorberat bli av med på något sätt. Detta innebär att elektronerna avger en foton med en energi som är lika stor som energidifferensen mellan de två nivåerna.

Fotoner med olika energi har olika våglängder/frekvenser, som är associerade med de färger som de är. Vågor med högre energi är mer lila, (tills de går in i ultraviolett och inte kan ses med blotta ögat) och vågor med lägre energi är röda (tills man får tillräckligt låg energi för att gå in i det infraröda området).

Flammans färg ändras på grund av skillnaden i energinivåer. Elementen har bestämda energinivåer, så det enda sättet att få olika färger är att använda ett annat element i lågan eller att excitera elektronerna till ännu högre energinivåer. Tyvärr är det senare alternativet inte riktigt möjligt för dig. De flesta av elektronerna kommer bara att hoppa upp till den andra energinivån, medan väldigt få skulle hoppa högre, vilket innebär att alla annorlunda färgade fotoner inte kommer att vara synliga bland resten.

Några exempel på dessa grundämnen och färger är:Koppar – blågrönt,Kalium – lila,Starktium – rött,Natrium – gult (som natriumgator!),Litium – mörkrött,Barium – grönt.

Figur hämtad från Wikipedias artikel om Bohr-modellen.