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Max Planck
Para explicar la radiación de un cuerpo negro, sugirió que la energía electromagnética podría ser emitida sólo en forma cuantizada, esto es, la energía sólo podría ser un múltiplo de una unidad elemental de E= hf, en donde h es la constante de Planck y f la frecuencia de la radiación. -
Gilbert N. Lewis
Para explicar la regla del octeto, desarrolló el modelo del átomo cúbico, fue un modelo atómico temprano en el que los electrones se posicionaban en las ocho esquinas de un cubo en un átomo o molécula no polar. -
Richard Abegg
La regla de Abegg establece que la diferencia entre el máximo y mínimo número de oxidación de un elemento químico es frecuentemente ocho. Para un elemento químico dado (como el azufre), la regla de Abegg establece que la suma de los valores absolutos de su mínimo número de oxidación (de -2 para el azufre en H2S) y su máximo número de oxidación (de +6 para el azufre en H2SO4 es frecuentemente igual a 8. -
Albert Einstein
Explicó el efecto fotoeléctrico, es decir la emisión de electrones por un material cuando se ilumina con radiación electromagnética, postuló que la luz esta formada por partículas cuánticas individuales (fotones), basándose en la hipótesis de Planck. -
Ernest Rutherford
A través de los experimentos de las láminas doradas, Rutherford descubrió que todos los átomos contenían un núcleo donde su carga positiva y la mayoría de su masa estaba concentrada. En su modelo, el núcleo era orbitado por electrones de masa baja. Este modelo procedió al modelo atómico de Bohr, que aplicaba la teoría cuántica. -
Niels Bohr
Publicó su propio modelo atómico (modelo atómico de Bohr) en 1913, introduciendo la teoría de las órbitas cuantificadas, que en la teoría mecánica cuántica consiste en las características que, en torno al núcleo atómico, el número de electrones en cada órbita aumenta desde el interior hacia el exterior. -
Arnold Sommerfeld
El modelo atómico de Sommerfeld es una versión mejorada del modelo de Bohr, en el que el comportamiento de los electrones se explica por la existencia de diferentes niveles de energía dentro del átomo. Arnold Sommerfeld publicó en 1916 su propuesta explicando las limitaciones de este modelo aplicando la teoría de la relatividad de Einstein. -
Irving Langmuir
Basándose en el trabajo de Lewis, el acuñó el termino covalencia y postuló que los enlaces de coordinación ocurren cuando un par de electrones provienen del mismo átomo. -
Arthur Compton
Estableció una fórmula que relacionaba la variación de la longitud de onda con el ángulo de difracción y detectó, en una cámara de Wilson, el retroceso en las trayectorias de los electrones al colisionar con los fotones. Esto por lo cual confirmaba la atribución de energía y momento a los fotones hecha por Einstein. -
Louis-Victor de Broglie
Postulo que los electrones en movimiento están asociados a longitudes de onda que están dadas por la constante de Planck "h" dividida por el momentum de "mv= p" del electrón: "h/mv= h/p" -
Wolfgang Ernst Pauli
Definió el principio de exclusión (también llamado principio de exclusión de Pauli) que establece que dos electrones no pueden ocupar el mismo estado energético (es decir, tener los mismos números cuánticos) de forma simultánea en un átomo. -
Friedrich Hund
Resumió la regla de la multiplicidad" llamándose "principio de máxima multiplicidad de Hund" en este los orbitales de la misma energía los electrones entran de uno en uno en cada orbital con el mismo espín. Cuando se alcanza el semillenado, recién comienza el apareamiento con espines opuestos. -
Erwin Schrödinger
Usando el postulado de de Broglie sobre las ondas de electrones, desarrollo una ecuación de onda que representa de manera matemática la distribución de una carga de un electrón distribuido a través del espacio, siendo esféricamente simétrica o prominente en ciertas direcciones, es decir, dirigida a los enlaces valencia, la cual dio el correcto valor para las líneas espectrales del átomo de hidrógeno -
Max Born
Su mayor contribución fue la interpretación probabilística de las ondas de Schrödinger, una interpretación que sitúa el concepto de probabilidad en el papel principal y deja ampliamente indeterminado el comportamiento de un sistema individual, abriendo así el camino a una descripción acausal. -
Werner Heisenberg
Expuso el principio de incertidumbre, este principio establece que no se puede medir simultáneamente la posición y la velocidad de una partícula a escala atómica como lo hacemos con objetos en nuestra vida cotidiana. -
Walter Heitler
Utilizó la ecuación de onda de Schrödinger para mostrar como dos átomos hidrógenos se unen en función de ondas, con mas, menos y términos de intercambio, para formar un enlace covalente. -
Enrico Fermi
Aplicó la "estadística de Fermi" a los electrones que se mueven en torno al núcleo del átomo, con lo cual estableció un método aproximativo para el estudio de muchas cuestiones atómicas, además de muchos otros grandes aportes a la ciencia nuclear. -
Paul Dirac
En 1928 logró incorporar la relatividad a la descripción matemática de la mecánica de un átomo de hidrógeno. Su solución, llamada la ecuación Dirac del electrón, no sólo proporcionaba una explicación de las líneas espectrales sino que, en un inesperado desarrollo, describía también a los electrones de una forma que resolvía el dilema del espín. -
James Chadwick
Demostró la existencia de neutrones , partículas elementales desprovistas de carga eléctrica. A diferencia de los núcleos de helio (rayos alfa) que están cargados y, por lo tanto, repelidos por las considerables fuerzas eléctricas presentes en los núcleos de los átomos pesados, esta nueva herramienta de desintegración atómica no necesita superar ninguna barrera eléctrica y es capaz de penetrar y escindir el núcleos de incluso los elementos más pesados. -
Hideki Yukawa
Predijo en 1935 la existencia del "Mesón" partícula subatómica que tiene una masa comprendida entre el electrón y el protón- cuando efectuaba investigaciones sobre la constitución del átomo que lo condujeron a formular "La Teoría del Mesón". -
Charles Coulson
Realizó el primer calculo de una función de onda orbitales moleculares con la molécula de hidrógeno
