Niedoskonałością teorii E. Rutherforda był fakt, iż elektron, który krąży wokół jądra nieustannie emituje promieniowanie elektromagnetyczne, przez co traci swoją energię, a co za tym idzie jego prędkość w ruchu po orbicie maleje, a odległość dzieląca elektron od jądra spada. Prowadzi to do zderzenia cząstek i zniszczenia atomu ( Rys. 1 ). Doświadczenie Nielsa Bohra przekonuje, że nic takiego nie ma miejsca, a opisany przez Rutherforda model – choć zgodny z prawami Maxwella (fundamentem elektrodynamiki klasycznej) – jest sprzeczny ze stanem faktycznym.

Bohr w swoich badaniach, poprzez bodźce fizyczne wzbudzał atomy, po czym analizował promieniowanie, które można było zobaczyć przy użyciu metod analizy spektralnej. Okazało się wówczas, że dany atom wykazuje charakterystyczne dla siebie promieniowanie, czyli linie widmowe układające się w zespoły (tzw. serie) o określonej długości fali (w świetle widzialnym będą to pasma o różnej barwie) charakteryzujące indywidualne atomy. Dla wodoru ( Rys. 2 ) wyróżnia się jedną serię w nadfiolecie (Lymana), jedną w świetle widzialnym (seria Balmera) i cztery serie z zakresu podczerwieni (Paschena, Bracketta, Pfunda i Humphreysa).

Na widmie wodoru rozróżnienie poszczególnych serii nie budzi wątpliwości. Co więcej, można stwierdzić, iż nie jest ono ciągłym pasmem barw, a jest widmem dyskretnym, tj. przyjmuje tylko niektóre wartości długości fal.
W celu wyjaśnienia tego zjawiska odniesiono się do hipotezy Plancka dotyczącej kwantów promieniowania, dzięki czemu powstał model atomu Bohra.

Główne założenia modelu atomu Bohra:

• elektrony w atomie znajdują się w stanie stacjonarnym, tj. stanie o ściśle określonej energii, której nie oddają na drodze promieniowania,
• pomiędzy stanem o energii wyższej \( E_k \), a stanem o energii niższej \( E_j \) możliwe jest przejście połączone z wypromieniowaniem kwantów światła o energii E zgodnie z równaniem:

gdzie:
\( \ce{h = 6,625 * 10^{-34} Js} \) – stała Plancka
\( \ce{\nu} \) – częstotliwość promieniowania

Najistotniejsze w modelu atomu Bohra jest to, że moment pędu n-tego stanu jest wielkością skwantowaną, co można zapisać przy pomocy równania:

gdzie:
\( \ce{m} \) – masa elektronu,
\( \ce{v} \) – prędkość elektronu na orbicie,
\( \ce{r} \) – promień orbity,
\( \ce{n} \) – główna liczna kwantowa
\( \ce{h} \) – stała Plancka

Niewątpliwym sukcesem teorii Bohra było wyjaśnienie i ilościowa interpretacja widm atomu wodoru. Niestety nie można było go przenieść na atomy posiadające więcej niż dwa elektrony. Model atomu Bohra nie tłumaczy zarówno różnicy w intensywności prążków, jak i faktu ich rozdzielenia na wiele prążków w obecności pola magnetycznego – efekt Zeemana. Teoria ta nie pozwoliła także stworzyć teorii powstawania wiązań chemicznych. Wyjaśnienie tych problemów podała następna teoria mechaniki kwantowej.