19世紀初，美國科學家道爾頓提出了原子理論，他認為原子是物質存在的最小單元，是不可分割的。1897年，英國科學家湯姆遜發現了電子，從而否定了原子不可分割的說法。（註：原子與電子的由來）
1903 年湯姆遜提出一種原子模型，認為正電荷平均分布在整個原子的球形體積中，而電子則平均分布在這些正電荷之間。然而，這種原子模型被盧瑟福的a粒子散射實驗否定了。（註：原子模型被否定）
1911年，英國科學家盧瑟福提出了原子有核模型，認為原子像一個縮小的太陽系，中心有一個幾乎佔有全部質量且帶正電的原子核，核外有若干個帶負電的電子繞核運轉，如同行星圍繞太陽運轉一樣。這種原子模型得到了人們的公認，但它與古典電磁理論有矛盾，對原子的線狀光譜也無法解釋，因而存在很多缺陷。（註：原子核最初的認識）
1913年，丹麥科學家玻爾運用量子論思想對原子有核模型做了進一步的發展和完善，提出了原子軌道和能級的概念，並對原子發光機理做出了解釋。玻爾的原子理論假設可概括敘述如下:原子中的電子沿著圓形軌道繞核運行，各條軌道有不同的能量狀態，叫做能級，各能級的能值都是確定的。
正常情況下電子總是在能級最低的軌道上運行，這時的原子狀態稱作基態。當原子從外界吸收一定能量時，電子就由最低能級跳到較高能級，這一過程稱作躍遷，這時原子的狀態稱作激發態。激發態是一種不穩定狀態，所以電子將再次躍遷回較低能級，這樣，先後兩個能級的能值差就會以光能的形式輻射出來。（註：激發態的產生與認識）
即:hv=E"一E'
式中hv_光量子能量:
E"_較高能級的能值:
E'_較低能級的能值。
以氫原子為例:氫原子的能級圖如圖1-1所示，圖中各定態軌道的量子化的能量狀態即能級，用主量子數n表示。能量單位用電子伏(符號eV, 1電子伏相當於1個電子通過電勢差為1伏的電場時所獲得或減少的能量)。圖中最下一條橫線是n=1，是離核最近且能量最低的能級，表示氫原子處於基態，如果由外界獲得10.2eV (即E2－E1)的能量，原子的內能增大，原子中的一個電子就跳到n=2的第二個能級。再獲得1.89eV (即E3一E2)的能量，電子就跳到n=3的第三個能級，在後兩種情況下，氫原子都處於激發態。基態的氫原子獲得13.6eV的能量，電子就能完全脫離核的引力，成為自由電子(即E=0).受激的電子是不穩定的，它不能在高能級停留太久，接著就跳回較低能級。電子從高能級躍遷到低能級時，內能降低，釋放出1個光子，如果電子是從第三能級跳到第一能級，則放出的光子應具有12.09eV (即E3- E1)的能量。
圖1-1氫原子的能級現代科學用量子力學研究很觀粒子。從量於力學的觀點看，玻爾原子理論也存在缺陪。
實際上，核外電子並不在固定的軌道上運行，所謂原子軌道只是在三維空間中找到該運動電子的某個區城。由於核外電子任一時刻的位置和動量無法同時準確測出，描述核外電子的運動只能採用統計的方法。把電於在空間出現的概率密度分布用圖像表示出來，稱作電子云。描述原子軌道和電於雲的參數共有三個，即:
1， 主量於數n。用於確定原子的電子層和軌道能組(各電子層分別用K、L. M, N..……表示)。
2.角量子數L。用於確定每個電子層所包含的分層，同時還代表了電子的角動量和原子軌道形狀(各分層分別用5，p. d, f.表示)。
3.磁量子數m。用於確定原子軌道在空間的伸展方向。此外，還有一個用於確定電子的自旋方向的自旋量與數m.
原子的電子層結構，特別是最外層結構，對元素的化學性質有很大影響。根據元素周期性變化的規律，按元素原子核電荷數遞增順序把元素排列起來，並使具有相同電子層的元素排在同一橫行，化學性質相似的各元素處在同一縱行裡，就構成了元素周期表，元素周期表是元素周期律的具體表現形式，反映了元素間性質相互聯繫及其對原子結構的依賴關係。（註：對原子核與核外電子的認識，元素周期表的由來）
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