定態假設

定態假設實際上只是給經典的電磁理論限制了適用範圍：原子中的電子繞核轉動時不受該理論的制約（經典的電磁理論認為：做變速運動的帶電粒子將以電磁波的形式向外輻射能量）．

原子從一種定態(設能量為E初)躍遷到另一種定態(設能量為E終)時它輻射或吸收一定頻率的光子,光子的能量由這兩種定態的能量差決定,即hv=E初-E終。

是表明原子的發光機制.它是針對原子發光的線狀光譜提出的運用普朗克量子理論説明原子從一個定態躍遷到另一個定態時輻射或吸收一定頻率的光子。從而解釋了原子發光的機理。

hv=E初-E終只適用於光子和原子作用而使原子在各定態之間躍遷的情況,對於光子和原子作用而使原子電離和實物粒子與原子作用而使原子激發的情況則不受此條件的限制。這是因為原子一旦電離原子結構即被破壞因而不再遵守有關原子結構的理論。如基態氫原子的電離能為13.6eV只要大於或等於13.6eV的光子都能被基態的氫原子吸收,而發生電離只不過入射光子的能量越大原子電離後產生的自由電子的動能越大。至於實物粒子和原子碰撞的情況由於實物粒子的動能可全部或部分地為原子吸收。所以只要入射粒子的動能大於或等於原子某兩定態能量之差也可使原子受激發而向較高能級躍遷。

原子的不同能量狀態跟電子沿不同的圓形軌道繞核運動相對應。原子的定態是不連續的因此電子的可能軌道的分佈也是不連續的。 這裏電子的“可能軌道”跟化學中講到的“電子殼層”電子層和電子亞層之間的區別要分清。 軌道假設是説明原子的不同能量狀態與對應的電子的不同軌道從而認識到由於原子的能量狀態不連續因此電子的軌道也是不連續的。

ground state

原子裏的電子，所能存在的最低能量軌道 .

excited state

原子或分子吸收一定的能量後，電子被激發到較高能級但尚未電離的狀態。激發態一般是指電子激發態，氣體受熱時分子平動能增加，液體和固體受熱時分子振動能增加，但沒有電子被激發，這些狀態都不是激發態。當原子或分子處在激發態時，電子雲的分佈會發生某些變化，分子的平衡核間距離略有增加，化學反應活性增大。所有光化學反應都是通過分子被提升到激發態後進行的化學反應，因此光化學又稱激發態化學。產生激發態的方法主要有：

①光激發。處於基態的原子或分子吸收一定能量的光子，可躍遷至激發態，這是產生激發態的最主要方法。

②放電。主要用於激勵原子，如高壓汞燈、氙弧光燈。

③化學激活。某些放熱化學反應可能使電子被激發，導致化學發光。激發態是短壽命的，很容易返回到基態，同時放出多餘的能量。激發態去活的途徑有：①輻射躍遷（熒光或磷光 ）。②無輻射躍遷（系間竄越，內部轉變）。③傳能和猝滅（激發態分子將能量傳遞給另一基態分子並使其激發）。