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L’atomo da Dalton a Mendeleev. Nascita della chimica classica

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Articolo 5/15.
Questo articolo si colloca nell’ambito della rassegna “I Lunedì della Cultura Chimica“,
iniziativa curata dal chimico ed epistemologo Giovanni Villani, con il sostegno tecnico-scientifico dell’Associazione Culturale Chimicare 

Giovanni Villani

La rinascita del concetto greco di atomo viene di solito attribuita a Pierre Gassendi.   Ovviamente, la visione atomistica greca non era mai sparita del tutto dal panorama culturale occidentale, anche se fortemente avversata dalla Chiesa.   Occorreva, tuttavia, un uomo di chiesa, Gassendi era canonico a Digne, per potere, se non eliminare almeno ridurre, il collegamento tra atomismo e ateismo.  Gassendi nella sua formazione filosofica metteva insieme tre culture: quella medioevale clericale, quella rinascimentale e quella scientifica.   Egli si proponeva di fare una sintesi di queste tre visioni, per molti aspetti opposte.   L’immagine del mondo della materia di Gassendi somigliava a quella di Democrito, a parte le differenze dovute a considerazioni teologiche.   Gli atomi erano anche qui invisibili, ma non privi di estensione, erano divisibili matematicamente, ma non fisicamente; la natura ultima di questi atomi consisteva di soliditas, ossia di fermezza e impenetrabilità; essi erano pertanto sostanze permanenti e invariabili, che non differivano tra loro in qualità.   Anche per Gassendi le proprietà caratteristiche dei singoli atomi erano la moles (la dimensione) e la figura (la forma), mentre come terza proprietà veniva aggiunta il pondus (il peso), che in realtà, era già stato aggiunto da Epicuro.

L'abate Pierre Gassend (1592-1655)

L’abate Pierre Gassend (1592-1655), detto Gassendi

La visione atomica della materia, anche dopo la sua “riscoperta” nel XVII secolo, rimase a lungo inapplicabile al campo chimico.   Due erano i motivi, uno pratico l’altro concettuale, che si frapponevano al concreto utilizzo di tale ipotesi in chimica.   Da un punto di vista “pratico”, gli atomi non erano “rivestiti” di numeri, non esisteva una qualche loro proprietà quantificabile.   L’aspetto “concettuale”, invece, della visione atomica classica che più si scontrava con la teoria e la pratica chimica era rappresentato dall’uniformità qualitativa degli atomi.   Gli atomi democritei, quelli di Gassendi, quelli di Boyle o quelli di Newton erano tutti qualitativamente simili, o meglio, come si è detto, non avevano altre proprietà che quelle quantitative della forma, della dimensione e del movimento.   Era, invece, ben noto che la materia chimica si comportava in maniera qualitativamente differenziata.   Ogni sostanza aveva “simpatia” per alcune e “antipatia” per altre sostanze. C  ome queste differenze qualitative si trasformassero in quelle quantitative a livello microscopico non era per niente chiaro.

rappresentazioni atomiche secondo Dalton

Rappresentazioni atomiche secondo Dalton

Solo quando si trovò il modo di misurare (ovviamente in modo indiretto) delle proprietà atomiche, e tale proprietà con Dalton sarà il peso, l’ipotesi atomica diventerà un banco di prova scientifico e non una precondizione.   Solo quando si trovò il modo di differenziare, oltre che le sostanze macroscopiche, anche quelle microscopiche, e anche questo fu opera di Dalton, cioè quando si posero le basi per andare oltre il riduzionismo (da sempre implicito nell’ipotesi atomica), solo allora la teoria atomica cominciò ad avere reale effetto in chimica.
È quindi con Dalton che inizia la teoria atomica.

 La teoria di Dalton implicava quattro assunzioni, ragionevoli ma di base.

1)  Tutti i materiali erano costituiti di atomi solidi e indivisibili. Diversamente dalle particelle elementari di Newton o di Priestley, gli atomi di Dalton non contenevano spazio vuoto interno.   Essi erano completamente incompressibili.   Tuttavia, accettando il modello calorico di Lavoisier, essi erano circondati da un’atmosfera di calore, differente per i diversi stati di aggregazione (solido, liquido e gassoso) della materia.

2)  Gli elementi chimici, e quindi gli atomi che li componevano, erano aggregati in maniera diversa ma non distrutti nelle reazioni chimiche.   Se, infatti, non si fosse assunta questa legge di conservazione delle masse e degli elementi la trasmutazione cercata dagli alchimisti e dai primi chimici sarebbe stata possibile.

Nota:  Ho detto “masse” e non massa.  Per una discussione su questo punto vedere: G. Villani, “La legge della ‘conservazione delle masse’ di Lavoisier”, La chimica nella Scuola, Numero Speciale: La chimica e le altre Discipline (a cura di G. Villani), XXXII, 4 (2010) 41.”

3)  Vi erano tanti tipi differenti di atomi quanti erano gli elementi chimici di Lavoisier. Diversamente da tutta la tradizione atomistica precedente per Dalton non esisteva una sostanza primaria ed uniforme, base comune di tutta la materia.

4)  Si poteva determinare il peso atomico relativo con particolari tecniche sperimentali; acquistava quindi esistenza realmente scientifica quella che, fino a questo momento, era stata l’ipotesi atomica.

John Dalton (1766–1844)

John Dalton (1766–1844)

È con Dalton, e con le sue prime tre assunzioni, che si completa il processo di inclusione dell’aspetto qualitativo, sia macroscopico che microscopico, nella chimica.   Lavoisier aveva, per dare una definizione “operativa” di elemento, volutamente messo da parte il suo aspetto microscopico, l’atomo.   È, quindi, con Dalton, che si riconnettono i due livelli di realtà della chimica, adesso ambedue differenziati qualitativamente.
Diceva Dalton :

Alcuni filosofi hanno immaginato che tutta la materia, per quanto dissimile, è probabilmente la stessa cosa, e che la grande varietà delle sue sembianze si origina da certe proprietà che le vengono conferite e dalla varietà di combinazioni e arrangiamenti di cui è suscettibile […]. Secondo me esiste un considerevole numero di quelle che possono essere chiamate particelle elementari, che non possono andare incontro a metamorfosi l’una nell’altra”.

Con la quarta ed ultima assunzione si trovava la via sperimentale per misurare gli atomi, che da questo momento diventavano oggetti non dissimili dagli oggetti macroscopici.   Dalton aveva presentato la sua teoria atomica nel contesto dei problemi legati al calore.   Negli stessi anni Alessandro Volta descriveva per la prima volta una semplice macchina in grado di generare corrente: la pila.   Questa scoperta indirizzò i chimici verso i fenomeni elettrici.   Quasi immediatamente si trovò che la pila poteva decomporre l’acqua nei suoi due elementi.   Di per sé questo non faceva altro che confermare quanto già ottenuto da Lavoisier, e da altri prima di lui; la scoperta addizionale fu che l’idrogeno e l’ossigeno erano eliminati dall’acqua ai due poli elettrici opposti: quello dove si eliminava l’ossigeno divenne, per definizione, il polo positivo e l’altro il negativo.   I chimici che più si lanciarono in questo nuovo campo furono Davy, Faraday e Berzelius.

Dalton criticò l’idea di introdurre l’elettricità negli atomi; tuttavia, fu la versione elettrificata dell’atomo che fu accolta dai chimici e non quella esclusivamente corpuscolare di Dalton.   C’erano, infatti, un certo numero di problemi connessi con la visione atomica di Dalton che, sebbene non completamente risolti da Berzelius, divenivano più comprensibili nello schema del chimico svedese.   In particolare Dalton non aveva sviluppato nessuna teoria dell’interazione tra gli atomi, in perfetta sintonia con Democrito e la tradizione storica dell’atomismo, mentre Berzelius esplorò l’idea che le polarità elettriche potessero spiegare il legame tra gli atomi e la reattività.

La necessità di spiegare l’aggregazione degli atomi, e di rendere conto del perché questi preferivano stare insieme invece che vagare isolati nel vuoto, era presente già nei primi atomisti greci.   La loro risposta, sia in termini più meccanicistici del “trascinamento” o in quelli più misteriosi del clinamen sia nella forma successiva più “materialista” di uncini, occhielli, ecc., convinceva poco.   La principale obiezione alla teoria atomica, infatti (da Aristotele ad Hegel), si basava appunto sulla sua incapacità di spiegare la natura “nuova” degli insiemi di atomi.   In realtà, la difficoltà di “spiegare” il legame tra gli atomi era insita nella stessa natura dell’atomismo classico.   Una vera teoria del legame chimico, infatti, implica la rimozione di almeno due dei requisiti fondamentali dell’atomo classico: l’intrasformabilità e l’elementarietà.   In questo senso la comprensione del legame chimico è una conquista moderna, del XX secolo.

trattato di ottica di Isaac Newton

trattato di ottica di Isaac Newton

Con Newton, e con i fisici e i chimici che direttamente o indirettamente accettarono una posizione newtoniana, troviamo una spiegazione del legame chimico nella forza d’attrazione gravitazionale tra gli atomi.   I limiti di tale interpretazione del legame chimico erano tre:

1)    Per prima cosa, non essendo nota né la distanza tra gli atomi né i raggi atomici e neppure la loro massa, tale ipotesi di lavoro era sperimentalmente sterile.  Non forniva indicazioni su come operare in laboratorio; non spiegava, che a posteriori (e ad hoc), quello che era sperimentalmente successo.

2)   Vi era, poi, il problema più concettuale di spiegare la selettività del legame chimico rispetto all’universalità della forza gravitazionale.  La massa, che era la “capacità di forza gravitazionale”, era una caratteristica universale della materia; l’affinità, che era la “capacità di forza chimica”, era molto variabile e dipendeva dagli atomi coinvolti.

3)    Infine, la forza di gravità si sarebbe esercita tra tutti gli atomi presenti nella molecola. Vi erano, invece, evidenze, e saranno sempre di più con lo sviluppo nell’Ottocento della chimica organica, che all’interno della molecola si potevano trovare parti che interagivano fortemente ed altre meno. Per dirla con le parole di oggi, nelle molecole alcuni atomi sono legati, altri no. Non riconoscendo questa problematica la visione newtoniana della forza chimica fu un ostacolo alla nascita del moderno concetto di legame e di quello correlato di struttura molecolare.

tomba di Jean-Baptiste Dumas a Parigi

tomba di Jean-Baptiste Dumas a Parigi

Va sempre ricordato che, accanto alle visioni “teoriche” del legame chimico, è sempre esistita una visione “pragmatica” che considera il legame chimico un metodo semplice, ma efficace di rappresentare le proprietà chimiche, note dalle reazioni.   Un modo di rappresentazione e non di spiegazione.
Le posizioni atomistiche furono avversate nel XIX secolo.   La ragione principale che era dietro la posizione di Dumas, e degli altri chimici contrari alla visione atomica, era il rifiuto di ogni speculazione troppo lontana dai fatti sperimentali.   Dumas sosteneva che i chimici dovevano vedere con gli occhi del corpo e non con quelli della mente, essi dovevano sviluppare teorie dei fatti e non cercare fatti che fossero da supporto a teorie preconcette.   Inoltre, molti chimici vedevano la teoria atomica come una concezione sterile e che portava confusione in chimica.   Da un punto di vista filosofico essi si rifacevano ad Auguste Comte ed al positivismo.

Sulla teoria atomica ha sempre aleggiato, inoltre, un altro problema generale.  Sebbene rivestiti di numeri (il loro peso) da Dalton, gli invisibili atomi sono sempre stati guardati con sospetto in ambito scientifico.   Una strada di uscita dalla teoria atomica, ritenuta da molti chimici una visione metafisica, fu nel XIX secolo quella che fece capo al concetto di equivalente.   Già alla fine del Settecento, quando il principale strumento chimico era diventata la bilancia, ci si era resi conto che per avere la formazione di una determinata quantità di un composto chimico occorreva un numero fisso di grammi per ogni reagente e che, decomponendo un composto chimico nei suoi elementi se ne otteneva la stessa quantità per ognuno di loro.   Per esempio, otto grammi circa di ossigeno reagivano (sotto opportune condizioni) in maniera completa con circa un grammo di idrogeno per dare nove grammi di acqua o decomponendo una quantità di acqua si otteneva ossigeno e idrogeno in rapporto ponderale di otto a uno.

B. Pullman, The Atom in the history of human thought, Oxford University Press, New York Oxford 1998

B. Pullman, The Atom in the history of human thought, Oxford University Press, New York Oxford 1998

La nozione di equivalente fu proposta per primo da J. Richter nel 1792 nel suo libro Stoichiometry sebbene il termine “quantità equivalente” fu formalmente introdotto solo nel 1814 da William Wollaston.   Egli si basò sulle osservazioni di Richter che la neutralità era conservata nello scambio di acidi e basi durante le reazioni di doppia decomposizione tra sali, reazioni che potevano essere schematizzate da: AB + A’B’ = AB’ + A’B
Le quantità di A e A’, da un lato, e quelle di B e B’ dall’altro, furono dette equivalenti poiché potevano rimpiazzarsi reciprocamente nei due sali.

Tra i più famosi equivalentisti ricordiamo Macellin Berthelot che, in accordo con l’imperante spirito positivista della sua epoca, voleva limitare l’oggetto della scienza alla classificazione e alle relazioni tra fatti sperimentali osservati.  Egli scriveva :

“La scienza deve essere basata sulle leggi e non sulle ipotesi. Le leggi possono essere proposte, dibattute, e definitivamente stabilite, dopo di che esse diventano un solido fondamento per il progresso della scienza, in accordo con le metodologie e il linguaggio accettato da tutti. A differenza della fisica e dell’astronomia, la chimica non ha ancora raggiunto questa propizia maturità. Ad essere precisi, la chimica non ha leggi e verità generali […]. Io voglio significare che dobbiamo liberare le nostre teorie scientifiche da molte oscure speculazioni, come atomicità latente, molecole stirate, la precisa localizzazione di atomi nello spazio. […] La definizione di peso equivalente è chiara e in generale facilmente dimostrabile con precisi esperimenti. Abbastanza differente è la definizione di atomo. […] In breve, l’atomo è definito in questo nuovo sistema con tre differenti nozioni [peso equivalente, gas, calore specifico], che spesso danno risultati incompatibili e scelte arbitrarie. Quindi, la definizione di atomo è in se stessa arbitraria.”

Friedrich August Kekulé von Stradonitz (1829-1896)

Friedrich August Kekulé von Stradonitz (1829-1896)

Per F. A. Kekulé :

“La questione se gli atomi esistono o no è di relativamente poco significato per la chimica; questo problema riguarda di più il campo della metafisica. In chimica, tutto quello che è rilevante è di decidere se l’ipotesi degli atomi è di aiuto nella spiegazione dei fenomeni chimici […]. Da un punto di vista filosofico io non credo nell’effettiva esistenza degli atomi […]. Come chimico, tuttavia, considero l’ipotesi degli atomi non solo utile, ma assolutamente essenziale.”

Il concetto di equivalente andò perdendo importanza col tempo, ma ancora oggi è utilizzato per scopi didattici, anche se ne viene consigliata l’eliminazione.   Tale concetto, infatti, non spiega perché una data quantità, e non un’altra, reagisce in maniera completa.   Quindi tale concetto, se lo si vuole considerare come base per una spiegazione, è senz’altro una spiegazione ad hoc, ma a me sembra più un’assunzione che una spiegazione. È solo travalicando il piano macroscopico, e attribuendo un peso ai differenti atomi, che si può spiegare il perché del rapporto in peso di otto a uno per l’ossigeno e l’idrogeno nell’acqua o di quattordici a tre per l’azoto e l’idrogeno nell’ammoniaca.   L’impossibilità di una spiegazione quantitativa delle più elementari reazioni chimiche e dei rapporti costanti tra gli elementi di un composto chimico evidenzia, nel modo più chiaro possibile, la necessità per la chimica di travalicare il piano macroscopico ed appoggiarsi alla visione atomica.   L’alternativa era ed è quella degli equivalentisti di costatare dei rapporti fissi, ma non spiegarli.

La tavola periodica degli elementi fu proposta da Mendeleev nel 1869.   Prima del chimico russo altri chimici avevano notato analogie tra gli elementi, e vi erano stati altri tentativi parziali di raggruppamenti, ma qui dobbiamo rimarcare la differenza, qualitativa oltre che quantitativa, della tavola di Mendeleev.

Tavola periodica degli elementi, dagli appunti di Mendeleev agli attuali per uso didattico

Tavola periodica degli elementi, dagli appunti di Mendeleev agli attuali per uso didattico

Con la Tavola di Mendeleev, da un punto di vista filosofico, l’universo si semplifica e si stratifica.   Il chimico russo, infatti, ha saputo evitare i due rischi che minacciano a priori tutti i tentativi di classificazione, portandoli al fallimento.   Da un lato occorre semplificare, ma un eccesso di semplificazione, uniforma, nega e appiattisce.   In questo caso è facile perdere la varietà, per la necessità di trattenere l’essenziale.   Dall’altro lato, se ci si mette a rispettare le pluralità, non si riesce più a creare l’insieme e tutto crolla sotto il peso della varietà.   Mendeleev evita questo doppio pericolo con l’enunciato della legge: il peso atomico cresce con regolarità, ma senza una progressione regolare.   Tra un elemento e l’altro i salti sono inevitabili.

“La legge periodica non deve dunque essere espressa con l’aiuto di figure geometriche che presuppongono sempre la continuità, ma con un procedimento simile a quello che si adopera nella teoria dei numeri […] la massa degli elementi non cresce in maniera continua: tutte le transizioni avvengono a salti.”

Dmitrij Ivanovič Mendeleev nel suo studio

Dmitrij Ivanovič Mendeleev nel suo studio

A Lavoisier e a Mendeleev, nella storia del pensiero scientifico, va dunque una gloria incontestabile: essi hanno stroncato da un lato il progetto di un’organizzazione unitaria del reale e dall’altro l’idea di un universo straripante e non comprimibile in un progetto razionale.   Questo tentativo, e la sua straordinaria riuscita, è ricco di implicazioni filosofiche.   La chimica che emerge alla fine del XIX secolo, con gli elementi ben definiti, e strutturati nella tavola periodica, e con i composti strutturati a livello molecolare mette insieme, in quella che poi sarà la visione della chimica moderna, l’uno e il molteplice, l’individuo e il gruppo.   Vediamolo con le stesse parole di Mendeleev :

“Rispondendo alla stessa legittima tendenza scientifica, la scienza naturale ha scoperto nell’Universo un’unità di piano, un’unità di forza, e un’unità di materia, e le conclusioni convincenti della scienza moderna obbligano ciascuno ad ammettere questi tipi di unità. Ma pur ammettendo l’unità di molte cose, dobbiamo nondimeno anche spiegare l’individualità e la visibile diversità che non possiamo fare a meno di rintracciare ovunque […]. Dopo una ricerca lunga e laboriosa, la scienza naturale ha scoperto le individualità degli elementi chimici, e per questo è ora in grado non solo di analizzare, ma anche di sintetizzare; di capire e penetrare la generalità e l’unità, come pure l’individualizzato e il molteplice. Il generale e l’universale, come il tempo e lo spazio, come la forza e il moto, variano uniformemente; l’uniforme ammette interpolazioni, che rivelano ogni fase intermedia. Ma la moltitudine, l’individualizzato, – come noi stessi, o gli elementi chimici, o i membri di una particolare funzione periodica degli elementi, o le proporzioni multiple di Dalton – sono caratterizzati in modo diverso: in esso vediamo, accanto a un principio generale di connessione, salti, rotture di continuità, punti che sfuggono all’analisi dell’infinitamente piccolo – un’assenza di legami intermedi completi. La chimica ha trovato una risposta alla questione delle cause delle moltitudini; e pur mantenendo la concezione di molti elementi, tutti soggetti alla disciplina di una legge generale, offre una via d’uscita dal Nirvana indu – cioè l’assorbimento nell’universale – sostituendolo con l’individualizzato. Tuttavia, il posto dell’individualità è così limitato dall’onnicomprensivo, potentissimo, universale, che rappresenta semplicemente un punto di appoggio per la comprensione della molteplicità nell’unità.”

 

Bibliografia

  1. Ho detto “masse” e non massa. Per una discussione su questo punto vedere: G. Villani, “La legge della ‘conservazione delle masse’ di Lavoisier”, La chimica nella Scuola, Numero Speciale: La chimica e le altre Discipline (a cura di G. Villani), XXXII, 4 (2010) 41.

     

  2. J. Dalton, in C. J. Gillispie, Il criterio dell’oggettività. Un’interpretazione della storia del pensiero scientifico, il Mulino, Bologna 1981, p. 250.

     

  3. M. Berthelot, in B. Pullman, he Atom in the history of human thought, Oxford University Press, New York Oxford 1998, pp. 233-234, (mia traduzione).

     

  4. A. Kekulé, in B. Pullman, The Atom …, cit., pp. 231-232, (mia traduzione)

     

  5. D. Mendeleev, Principes de chimie, tr. Achkinasi-Carrion, Tignol, II, p. 470.

     

  6. D. Mendeleev, in Faraday Lecture sulla legge periodica, Londra 1889, in A. Di Meo, Atomi e molecole fra due secoli (XIX e XX), Atti della IIIa Scuola Estiva “Fondamenti Metodologici ed Epistemologici, Storia e Didattica della Chimica”, Pisa 2000, a cura di E. Niccoli, P. Riani e G. Villani, p. 102.

 

6 risposte a L’atomo da Dalton a Mendeleev. Nascita della chimica classica

  • Cosimo Nicola Resta scrive:

    La descrizione degli orbitali atomici e molecolari diviene, nei testi di scuola fino a quelli universitari, una descrizione “necessaria”; potremmo dire pragmatica perché utile nel far procedere l’allievo oltre, verso altri aspetti che ne chiariranno il concetto: non è male immaginare
    nuvole elettroniche come non è male immaginare una continua e geometricamente ripetuta
    elica del DNA, cosa che poi non è… Questo intervento è dovuto ad un ricordo di un esame di
    chimica organica nel quale esordii affermando che in verità quel doppio legame non lo era, cioè se ne descriveva la sua doppiezza ma non era vero alla luce delle misure esguite…
    Il motivo di questa mia osservazione era dovuto al fatto che mi ero messo a studiare sugli
    articoli di ricerca dei composti organici e non sul libro di testo di chimica organica…
    Dubito che la comprensione (intendo matematica, cos’altro a<altrimenti…), possa, oggi, essere
    ostacolata dall' "immagine" che noi costruiamo di quel dato orbitale atomico o molecolare: si rischia forse di fare più filosofia (che non è mai male) invece che scienza??

  • Villani scrive:

    Nella prima risposta mi ero mantenuto sulla questione generale della “spiegazione scientifica”, ma, forse, è il caso di entrare un po’ più in dettaglio sul problema specifico degli orbitali. Una prima cosa da chiarire è il significato degli orbitali. Ogni orbitale (in realtà, ogni spin-orbitale) è lo stato (reale o virtuale) di un elettrone. In letteratura, invece, esiste una notevole confusione sulla definizione di orbitale. In alcuni libri (o articoli) sono delle entità molto astratte, un concetto “matematico” (e allora perché non li si studia in matematica, ma in meccanica quantistica?); in altri libri sono delle entità molto concrete, regioni di spazio (e allora, perché non li si misura in metri cubi, come gli edifici?). Da questa confusione viene fuori chi pretende di aver “visto” gli orbitali e, per quanto possa sembrare strano, ci sono articoli su autorevoli riviste (Science) che riportano di queste baggianate. Esiste, poi, il problema specifico che poni tu, quello della corrispondenza tra l’immagine chimica, in cui i legami sigma sono tra due atomi e l’immagine fisica in cui gli elettroni sono su tutti gli atomi della molecola. Qualcosa di questi discorsi li trovi il La chiave del mondo; un po’ più approfonditi nell’altro mio libro Complesso e organizzato (Franco Angeli, 2008), ma prima o poi dovrò scrivere qualcosa di specifico.

    • Christian Parolini scrive:

      Ha centrato nel segno: la mia difficoltà nel capire la teoria degli orbitali molecolari è stata sempre quella dell’interpretazione che ne veniva data, a volte come densità di probabilità, altre volte come vere e proprie regioni spaziali all’interno di una molecola.

      Un’obiezione ad una visione spaziale del concetto (nella quale visione è scritto che tutti gli orbitali molecolari, compresi i sigma, si espandono in tutta la molecola e che tutti gli elettroni li popolano a coppie) potrebbe essere la seguente: se così fosse, perché il diamante non è nero ed elettricamente conduttivo come la grafite?

  • Villani scrive:

    La domanda è del tutto generale e coinvolge il significato stesso della “spiegazione” scientifica. Nel Novecento, sotto la spinta del pragmatismo (o almeno di una sua interpretazione semplicistica), si è sostenuto che la scienza, e quindi tutti i concetti scientifici, non sono né veri né falsi, ma solamente utili. Io non credo che questa impostazione sia corretta, anche se un po’ di verità (come in molti casi), tale impostazione l’evidenzia. Io credo che il principale scopo della scienza sia quella di dare una “descrizione” del mondo, non “inventare” concetti solamente “utili”. Ovviamente, tale descrizione scientifica del mondo deve essere in grado di farci agire nel mondo, deve cioè essere “utilizzabile”. Su questo punto, tuttavia, la discussione meta-scientifica (cioè “oltre la scienza”) è aperta. Nel libro “La Chiave del Mondo” ho dedicato un intero capitolo (l’undicesimo) alla “spiegazione scientifica”, più molti altri punti. Riprenderò un po’ questo discorso generale, negli articoli 11 e 12 di questa serie.

    • Christian Parolini scrive:

      La ringrazio per la risposta.

      Le ho posto questa domanda perché da sempre ho trovato di difficile interpretazione la base teorica degli orbitali molecolari, nei quali tutti gli elettroni di una molecola sono distribuiti in questi orbitali coinvolgenti l’intera molecola (per me di difficile interpretazione soprattutto in merito ai legami sigma, es.: i legami C-C di una molecola organica); contrariamente, la spiegazione del legame chimico tramite gli orbitali ibridi, mi è sempre sembrata più vicina alla realtà (es.: geometrie di legame osservate tramite analisi con raggi X su cristallo singolo).

  • Christian Parolini scrive:

    Buongiorno professore,

    secondo Lei è possibile riferire la frase di Kekulé, riportata nell’articolo, oltre che agli atomi anche agli orbitali molecolari ?

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