Gilbert N. Lewis

La mayoría de los intereses duraderos de Lewis se originaron durante sus años en Harvard. El más importante fue la termodinámica, un tema en el que Richards era muy activo en aquella época. Aunque la mayoría de las relaciones termodinámicas importantes se conocían en 1895, se consideraban ecuaciones aisladas, y aún no se habían racionalizado como un sistema lógico, del que, dada una relación, se podía derivar el resto. Además, estas relaciones eran inexactas y sólo se aplicaban a sistemas químicos ideales. Estos eran dos problemas pendientes de la termodinámica teórica. En dos largos y ambiciosos trabajos teóricos de 1900 y 1901, Lewis trató de aportar una solución. Lewis introdujo el concepto termodinámico de actividad y acuñó el término "fugacidad".[4][5][6] Su nueva idea de fugacidad, o "tendencia de escape",[7] era una función con las dimensiones de la presión que expresaba la tendencia de una sustancia a pasar de una fase química a otra. Lewis creía que la fugacidad era el principio fundamental del que podía derivarse un sistema de relaciones termodinámicas reales. Esta esperanza no se hizo realidad, aunque la fugacidad encontró un lugar duradero en la descripción de los gases reales.

Los primeros trabajos de Lewis también revelan un conocimiento inusualmente avanzado de las ideas de J. W. Gibbs y P. Duhem sobre la energía libre y el potencial termodinámico. Estas ideas eran bien conocidas por los físicos y los matemáticos, pero no por la mayoría de los químicos prácticos, que las consideraban abstrusas e inaplicables a los sistemas químicos. La mayoría de los químicos se basaban en la conocida termodinámica del calor (entalpía) de Berthelot, Ostwald, y Van 't Hoff, y la escuela de la calorimétrica. El calor de reacción no es, por supuesto, una medida de la tendencia de los cambios químicos a producirse, y Lewis se dio cuenta de que sólo la energía libre y la entropía podían proporcionar una termodinámica química exacta. Derivó la energía libre de la fugacidad; intentó, sin éxito, obtener una expresión exacta para la función entropía, que en 1901 no había sido definida a bajas temperaturas. También Richards lo intentó y fracasó, y no fue hasta que Nernst lo consiguió en 1907 que se pudo calcular la entropía de forma inequívoca. Aunque el sistema basado en la fugacidad de Lewis no perduró, su temprano interés por la energía libre y la entropía resultó de lo más fructífero, y gran parte de su carrera se dedicó a hacer accesibles estos útiles conceptos a los químicos prácticos.

En Harvard, Lewis también escribió un artículo teórico sobre la termodinámica de la radiación de cuerpo negro en el que postulaba que la luz tiene una presión. Más tarde reveló que sus colegas más veteranos y conservadores le habían disuadido de llevar a cabo esta idea, ya que desconocían que Wilhelm Wien y otros estaban siguiendo con éxito la misma línea de pensamiento. El artículo de Lewis no se publicó, pero su interés por la radiación y la teoría cuántica, y (más tarde) por la relatividad, surgió de este primer esfuerzo abortado. Desde el principio de su carrera, Lewis se consideraba tanto químico como físico.

Hacia 1902, Lewis empezó a utilizar en sus notas de clase dibujos inéditos de átomos cúbicos, en los que las esquinas del cubo representaban posibles posiciones del electrón. Más tarde, Lewis citó estos apuntes en su clásico trabajo de 1916 sobre el enlace químico, como la primera expresión de sus ideas.

Un tercer interés importante que se originó durante los años de Lewis en Harvard fue su teoría de la valencia. En 1902, mientras intentaba explicar las leyes de la valencia a sus estudiantes, Lewis concibió la idea de que los átomos estaban formados por una serie concéntrica de cubos con electrones en cada esquina. Este "átomo cúbico" explicaba el ciclo de ocho elementos de la tabla periódica y coincidía con la creencia ampliamente aceptada de que los enlaces químicos se formaban por transferencia de electrones para dar a cada átomo un conjunto completo de ocho. Esta teoría electroquímica de la valencia encontró su expresión más elaborada en el trabajo de Richard Abegg en 1904,[8] pero la versión de Lewis de esta teoría fue la única que se plasmó en un modelo atómico concreto. Una vez más, la teoría de Lewis no interesó a sus mentores de Harvard, que, como la mayoría de los químicos estadounidenses de la época, no tenían gusto por tales especulaciones. Lewis no publicó su teoría del átomo cúbico, pero en 1916 se convirtió en una parte importante de su teoría del enlace de pares de electrones compartidos.

En 1916, publicó su artículo clásico sobre el enlace químico "El átomo y la molécula"[9] en el que formuló la idea de lo que se conocería como enlace covalente, consistente en un par compartido de electrones, y definió el término molécula impar (el término moderno es radical libre) cuando no se comparte un electrón. Incluyó lo que se conoció como estructura de puntos de Lewis, así como el modelo del átomo cúbico. Estas ideas sobre el enlace químico fueron ampliadas por Irving Langmuir y se convirtieron en la inspiración para los estudios sobre la naturaleza del enlace químico de Linus Pauling.

En 1923, formuló la teoría del par de electrones de las reacciones ácido-base. En esta teoría de los ácidos y bases, un "ácido de Lewis" es un "aceptor de pares de electrones" y una "base de Lewis" es un "donante de pares de electrones".[10] Este año también publicó una monografía sobre sus teorías del enlace químico.[11]

Basándose en los trabajos de Josiah Willard Gibbs, se sabía que las reacciones químicas procedían a un equilibrio químico determinado por la energía libre termodinámica de las sustancias que participaban. Lewis pasó 25 años determinando las energías libres de varias sustancias. En 1923, él y Merle Randall publicaron los resultados de este estudio,[12] que ayudó a formalizar la termodinámica química moderna.

Lewis fue el primero en producir una muestra pura de óxido de deuterio (agua pesada) en 1933[13] y el primero en estudiar la supervivencia y el crecimiento de formas de vida en agua pesada.[14][15] Al acelerar núcleos de deuterones en un ciclotrón de Ernest Lawrence, pudo estudiar muchas de las propiedades de los núcleos atómicos.[16] Durante la década de 1930, fue mentor de Glenn T. Seaborg, quien fue contratado para su trabajo postdoctoral como asistente personal de investigación de Lewis. Seaborg pasó a ganar el Premio Nobel de 1951 en Química y tuvo el honor de que el elemento seaborgio fuese nombrado en su honor mientras aún estaba vivo.

En 1924, al estudiar el magnético propiedades de las soluciones de oxígeno en líquido nitrógeno, Lewis descubrió que se formaban O₄ moléculas.[17] Esta fue la primera evidencia de oxígeno tetratómico.

En 1908 publicó el primero de varios artículos sobre la relatividad, en el que derivó la relación masa-energía de una manera diferente a la de Albert Einstein. derivación.[18] En 1909, él y Richard C. Tolman combinaron sus métodos con el principio de la relatividad especial.[19] En 1912 Lewis y Edwin Bidwell Wilson pr Presentó un trabajo importante en física matemática que no solo aplicó la geometría sintética al estudio del espacio-tiempo, sino que también notó la identidad de un mapeo comprimido del espacio-tiempo y una transformación de Lorentz.[20][21]

En 1926, acuñó el término "fotón" para la unidad más pequeña de energía radiante (luz). En realidad, el resultado de su carta a Nature no fue lo que él pretendía.[22] En la carta, propuso que un fotón sea un elemento estructural elemento, no energía. Insistió en la necesidad de una nueva variable, el número de fotones. Aunque su teoría difería de la teoría cuántica de la luz introducida por Albert Einstein en 1905, su nombre fue adoptado por lo que Einstein había llamado un cuántico de luz (Lichtquant en alemán) .

En 1921, Lewis fue el primero en proponer una ecuación empírica que describía el que los electrolitos fuertes no obedecían la ley de acción de masas, un problema que había dejado perplejos a los físicos químicos durante veinte años.[23] Posteriormente se confirmó que sus ecuaciones empíricas para lo que él llamó fuerza iónica estaban de acuerdo con la ecuación de Debye-Hückel para electrolitos fuertes, publicada en 1923.

A lo largo de su carrera, Lewis publicó sobre muchos otros temas además de los mencionados aquí, que van desde la naturaleza de los cuantos de luz hasta la economía de la estabilización de precios. En los últimos años de su vida, Lewis y el estudiante graduado Michael Kasha, su último asociado de investigación, establecieron que la fosforescencia de las moléculas orgánicas involucra la emisión de luz de un electrón en un estado de triplete excitado (un estado en el que dos electrones tienen sus espínes orientados en la misma dirección, pero en diferentes orbitales) y midió el paramagnetismo de este estado triplete.[24]