W 1909 r. eksperymenty rentgenowskie Rutherforda zniszczyły konwencjonalną mądrość, gdy odkrył, że elektrony nie zajmują materii jak rodzynki o równomiernym rozmieszczeniu w budyniu. Jednak Bohr stwierdził, że wnioski Rutherforda są niedokładne i zaproponował rewolucyjną ideę, że atomy zachowywały się zgodnie z prawami fizyki kwantowej.
Rutherford strzelał promieniami alfa, czyli cząstkami, z radioaktywnego radu na bardzo cienkiej folii złotej folii. Po zbadaniu wzorów ścieżek kilku odbić, Rutherford doszedł do wniosku, że jądro o wielkości 10 000 razy było dodatnio naładowane i miało prawie całą masę. Cały ładunek ujemny był utrzymywany przez orbitujące elektrony.
W 1912 r. Bohr dołączył do Rutherforda, ale jego model stał się bardzo niestabilny zgodnie z konwencjonalną fizyką i zaproponował, że teoria kwantowa Plancka wyjaśnia, dlaczego atomy są stabilne. Odkrył, że stosunek energii w elektronach do częstotliwości ich orbit równa się stałej energii światła Plancka proporcjonalnej do jego częstotliwości falowej.
Bohr zaproponował, że elektrony skoczyły orbitami, lub poziomy energii, bez pośrednictwa między nimi. Atomy pochłonęły lub uwolniły energię, gdy elektrony przeskoczyły na wyższe lub niższe orbity. Mieszane reakcje następowały po publikacji Bohra z 1913 roku, ale model Bohra pokazał, że elektrony ustawiane są w regularne wzory, gdy światło emitowane jest przez rzeczywiste atomy wodoru.
Teoria Bohra pokazuje, że pewna liczba elektronów na pewnych orbitach ma liczby kwantowe. Jest to klucz do okresowego powtarzania właściwości pierwiastków. Pierwsza powłoka mieści do 2, drugą 8, trzecią 10 i czwartą 14. Atomy z mniej niż maksymalnymi elektronami w ich zewnętrznych skorupach są mniej stabilne. Elementy o równej liczbie elektronów w ich najbardziej zewnętrznych powłokach znajdują się w tej samej kolumnie w układzie okresowym pierwiastków i mają tendencję do podobnych właściwości chemicznych.
