Microsoft Word - European_Journal_of_Chemistry_1_4_2010_276_281_150 European Journal of Chemistry 1 (4) (2010) 276‐281    European Journal of Chemistry  ISSN 2153‐2249 (Print) / ISSN 2153‐2257 (Online)  2010 EURJCHEM  DOI:10.5155/eurjchem.1.4.276‐281.150        European Journal of Chemistry  Journal homepage: www.eurjchem.com          On shapes, molecules and models: An insight into chemical methodology  Mario Pagliaro  Istituto per lo Studio dei Materiali Nanostrutturati, CNR, via U. La Malfa 153, Palermo, IT­90146, Italy  Corresponding author at: Istituto per lo Studio dei Materiali Nanostrutturati, CNR, via U. La Malfa 153, Palermo, IT­90146, Italy. Tel.: +39.091.6809370;   fax: +39.091.6809247. E­mail address: mario.pagliaro@cnr.it (M. Pagliaro).                ARTICLE INFORMATION    ABSTRACT Received: 04 June 2010  Accepted: 03 September 2010  Online: 31 December 2010  KEYWORDS    Insight into chemistry conceptual foundations shows that a powerful, autonomous chemical  methodology  exists  which  is  based  on  visualization  and  association  of  chemical  “building  blocks”.  Such  methodology  has  been  expanded  by  the  use  of  incommensurable  theories  resulting from the interplay of quantum mechanics and heuristic chemical concepts, resulting  in  models  of  great  utility  as  predictive  tools  in  guiding  the  creation  of  new  and  useful  substances.  Understanding  such  historical  development  has  real  benefits  to  chemistry  practitioners, be they researchers, analysts or chemical educators. Chemical methodology  Chemical education  Reductionism  Quantum chemistry  Models in chemistry    1. Introduction    Asked  why  two  electrically  negative  particles  called  electrons should actually bind two atoms together, our student  remained puzzled. “Both negative? I never thought about that”.  Probably,  this  student  is  not  alone.  After  all,  chemists  are  experimental  scientists  supposed  to  spend most  of  their  time  mixing  smelly  stuff  in  the  laboratory  without  devoting  much  attention to these conceptual details. And yet, is this true? What  is  the  conceptual  difference  between what  the  layman  thinks  the practice of chemistry is, and what it actually is?  Should we tell  the student that that electrons are no more  than  “knots  in  the  fabric  of  spacetime”  and  demonstrate  her/him how this idea enables us to understand many of their  properties, including their spin? [1] Paul Dirac, for instance, as  early as in 1929 had little doubt claiming that: [2]  “The underlying laws necessary for the mathematical theory  of  a  large  part  of  physics  and  the whole  of  chemistry  are  thus  completely  known,  and  the  difficulty  is  only  that  the  exact  application  of  these  laws  leads  to  equations  much  too  complicated  to  be  soluble.  It  therefore  becomes  desirable  that  approximate practical methods of applying quantum mechanics  should  be  developed, which  can  lead  to  an  explanation  of  the  main  features  of  complex  atomic  systems  without  too  much  computation”.   According  to  this  view  chemistry  will  be  considered  as  a  branch  of  physics;  and  dealt  with  accordingly  also  from  the  teaching viewpoint.  Most  of  today’s  chemistry  textbooks  start  with  a  chapter  featuring “electron clouds” claimed to be  fully equivalent with  “orbitals”  [3].  The  chemical  bond  is  there  described  more  or  less  as  a  spring  connecting  two  fixed,  spherical  atoms  constituting part of the molecule. And even if such molecules do  not  seem  much  different  from  what  Ampere  in  1814  had  ‐‐  astonishingly ‐‐ suggested “simple polyhedra in which the atoms  occupy  the  corners”  with  the  polyhedron  representing  “the  representative  form of  the particle”,  [4]  still  in  the early 1990s  the author of a respected physical chemistry textbook also left  little doubt: “Matter is made of atoms because we can see them”  [5].  The  approach  to  structural  chemistry,  however,  remained  heuristic and often cumbersome. For  instance, do electrons  in  most organic chemistry molecules organize so as to be eight in  the “outer electron shell”? Then we may invoke an “octet rule”;  a rule holding true in few cases if, however, in 1986 the authors  of another recognised chemistry textbook could write:  “You may  be wondering  if  the  structures  that  you  learned  previously  (which  followed  the octet  rule) are wrong. They are  not wrong, but are not the best structures that can be given  for  these molecules” [6].  Indeed, only ten years later theoretical chemists discussing  the  leading  “resonance”  structures  of  simple  inorganic  anions  such  as  SO42‐,  ClO4‐,  PO43‐  cited  in  freshman  chemistry  textbooks,  argued  that  such  structures  “are  not  the  most  accurate to represent the molecule” and that the most accurate  structures are “the original Lewis structures that generally abide  by the octet rule” [7].  Pimentel  was  amongst  the  first  to  react  to  this  confusing  exposition  of  chemistry  theory  lamenting  that  students  were  being accosted with “­bonds, bridge­bonds, one­electron bonds”  [8]; and by the end of 1960s he proposed radical changes in the  way  chemistry  was  being  taught.  Similarly,  Cotton  and  Wilkinson  published  their  1962  landmark  textbook  of  inorganic  chemistry  aiming  to make  the  academic  community  “conscious  of  the  need  to  teach  molecular  orbitals  and  to  encourage the use of group theory” [9].  The underlying idea, however, was still that of Dirac, i.e., the  theory of chemistry was well understood in terms of quantum  mechanics  and  that  chemical  central  issues  such as  reactivity,  kinetics  and  chirality  were  just  matter  of  calculation  power  (and thus of time).  Still,  how  far  all  this  could  be  from  the  practice  of  the  chemical  enterprise  apparently  did  not  disturb  contemporary  chemists  very  much.  A  science  whose  conceptual  model  had  Pagliaro  / European Journal of Chemistry 1 (4) (2010) 276­281  277  been weakened by the 1930s revolution of quantum mechanics  remained  confusing  in  its  foundations  even  to  its  best  practitioners.  For  example,  this  author  still  remembers  his  organic chemistry professor who cautioned his students in the  early 1990s to “forget molecular orbitals. If you think you can do  chemistry  with  molecular  orbitals,  you  will  never  achieve  anything” [10]. Today, as we witness to a worldwide decline in  the  enrolment  of  students  in  chemistry  courses  in  all  major  scientifically  advanced  countries  (with  a  trend  similar  in  the  UK, Europe, and the US) [11] we argue that restoring the very  concept that chemistry is an autonomous science with both an  intrinsic logic and methodology ‐‐ the aim of this concept article  ‐‐  is  of  fundamental  importance  to  reverse  this  situation  and  inspire  new  enthusiasm  among  chemistry  practitioners,  who  historically  deal  with  acute  societal  problems,  and  yet  suffer  from a poor public image [12].    2. Chemistry on a logical basis    The  pillars  of  chemistry  are  two,  namely  analysis  and  synthesis. Chemical analysis enables to find out which elements  ‐‐  operationally  defined  by  Lavoisier  as  “the  furthest  stage  to  which  analysis  can  reach”  ‐‐  compose  a  substance;  chemical  synthesis allows chemists to create new substances or to devise  new  routes  to  compounds  created  by  Nature.  Of  course,  the  complexity  of  the  substances  that  chemists  can  analyze  and  synthesize,  as  well  as  the  ease  of  either  processes,  has  increased  enormously  over  the  past  80  years  thanks  to  the  progress made both in theory and in the available experimental  tools.  A  wealth  of  specialized  reagents  to  carry  out  specific  transformations;  chromatography  to  isolate  and  analyze  substances  of  interest;  spectroscopy  and  other  physical  methods  to  rapidly  elucidate  the  structures  of  unknown  compounds.  In the late 1920s chemists developed what Corey calls “one  of  the  great  scientific  revolutions  of  the  20th  century”,  i.e.,  a  theory  of  chemical  reactions  based  on  rearrangement  of  electron  pairs  as  bonds  are  made  and  broken,  opening  the  route to design synthetic routes and ultimately “putting organic  synthesis  on  a  logical  basis”  [13].  Getting  to  reactivity,  for  instance,  chemists  started  to  explain  the  combinatorial  rules  (reactivity paths) for which under certain precise experimental  conditions (which,  in chemistry, are crucially  important), pure  substances behave according to these rules, in terms of electron  chemical bonds scission and formation. In this manner the old  rules  based  on  repeated  observation,  abstraction  and  generalization  started  to  find  a  logical  explanation.  For  instance, the reaction between an amine and a ketone generally  occurs with elimination of water so that a reaction scheme can  be generalized as in Equation 1:    R‐NH2 + R’R’’‐CO  R‐N=C‐R’R’’ + H2O      (1)    A mechanistic viewpoint which makes use of ideas such as  molecular  structure,  valence  and  electrons  and  so  on  is  then  applied  to  justify  observations.  But  certainly,  no  physicist  would  find  this  intellectual  process  anyhow  close  to  what  he/she  actually  does  to  interpret  the  results  of  physical  experiments.  For  example,  it  is  sufficient  to  analyse  a  recent  theoretical  study  [14]  describing  chemical  reactivity  by  quantum  chemical  methods,  to  recognize  that  most  of  the  heuristic  chemical  concepts  ‐‐  electronegativity,  electron  affinity, electron donor and acceptor, chemical “hardness” and  “softness”,  valence,  etc.  ‐‐,  are  still  employed  by  today’s  theoretical chemists.  Yet,  chemists  using  their  unique  methodology  have  been  able to synthesize a cornucopia of incredibly useful substances.  This  is  what  gives  chemists  their  power  and  scientific  importance  and  not  what  Ogilvie  calls  “the  self­imposed  tyranny” [15] of  the Schrödinger equation (Equation 2,  for the  N‐electron wavefunction Ψ).              HΨ(N) = EΨ(N)                                                                      (2)                                                                       (3)     An equation that is generally solved under the assumption  of fixed nuclei of the Born‐Oppenheimer approximation; and of  the self‐consistent field (SCF) theory that each electron moves  in  a  spherically  symmetrical  field  so  that  the  equation  can  be  solved  for  each particle  separately,  then  summed  together.  In  other  words,  in  this  theory,  it  is  assumed  that  the  molecular  orbital wavefunction Ψf may  be written  as  a  simple weighted  sum  of  the  N  constituent  one‐electron  wavefunctions  called  atomic orbitals χi (Equation 3) [16].  Now,  pretending  that  empirical  rules  used  by  chemists  to  interpret  repeated observations  (such as  the  lack of  reactivity  of noble gas elements with heuristic concepts such as the octet  rule)  are  of  fundamental  nature,  may  easily  implicate  a  limitation  to  the  progress  of  chemistry;  as  the  case  of  the  delayed  discovery  of  xenon  compounds  (“forbidden”  by  the  octet rule) typically demonstrates. Indeed, we had to wait until  1962  when  Bartlett  recognized  that  since  the  ionization  potential  of  xenon  is  almost  identical  with  that  of  O2,  its  replacement with Xe  in  the  reaction with PtF6 would  give  the  compound XePtF6, as actually shown to be the case [17].  Remarkably,  the  discovery  of  electron  deficient molecules  had  already  put  the  octet  rule  in  question  in  the  mid  1950s,  mostly  by  R.E.  Rundle  who  pioneered  the  theoretical  elucidation  of  electron  deficient  compounds  in  terms  of  molecular orbitals. In particular, he explained by this approach  the  three‐center  four‐electron  bond  that  held  the  I3‐  ion  together,  which  he  had  encountered  in  his  X‐ray  analyses  of  starch‐iodine complexes [18]. On the bases of this reasoning, he  then  predicted  the  existence  of  linear  noble‐gas  halogen  compounds.  Thus  the  quantum  mechanics‐based  reasoning  proved  superior  to  the  older  non‐quantum  mechanical  empirical rules.  A closer look to how the chemical ingenuity is out in action  adds insight into chemical methodology and throws light on the  concepts of chemical structure and chemical bond.    3. Visualization and association: The methodology of  chemistry    From  a  chemist’s  viewpoint,  the  concept  of  molecular  structure  is  a  functional model  that  is  essential  for  predicting  the  outcome  of  chemical  reactions  not  yet  carried  out.  What  chemists really do is to create mental images of the substances  they wish to create – and then manipulate these forms (shapes)  in  a  rational  manner  to  verify  if  they  could  fit  to  afford  the  desired substance. Kekulé’s speech at a dinner commemorating  his  “discovery”  of  benzene’s  structure  (Figure  1)  renders  this  process vividly: [19]  “The atoms were gamboling before my eyes… My mental eye,  rendered more  acute  by  repeated  vision  of  this  kind,  could not  distinguish  larger  structures,  of  manifold  conformation;  long  rows,  sometimes more  closely  fitted  together;  all  twining  and  twisting in snakelike motion. But look! What was that? One of the  snakes  had  seized  hold  of  its  own  tail,  and  the  form  whirled  mockingly before my eyes.”  Therefore, the molecular structure is not,  in and of itself, a  manifestation  of  the  notion  that  chemistry  is  subordinate  to  physics, but rather a powerful model that chemists can actually  use.  278  Pagliaro  / European Journal of Chemistry 1 (4) (2010) 276­281        Figure 1. The structure of benzene revealed as a mental image of a snake to  Kekulé. (Reproduced from Ref. [19], with permission).    Showing  how  fertile  this  visualization  approach  continues  to  be  today,  let  us  for  example  take  symmetry,  a  concept  of  fundamental  importance  in  chemistry.  Its  chemical  usefulness  had traditionally been limited to application of Group theory to  crystal classification and solution of  the Schrödinger equation.  Then,  in  the  early 1990s  the  concept of  continuous  symmetry  measure  (CSM,  a  number,  on  a  scale  from  zero  to  100,  that  allows  to  evaluate  the  degree  of  symmetry  of  an  object)  was  introduced  [20] using exactly  the visualization process  typical  of chemists: [21]  “Consider  the  following  series  of  substituted  2­butanes  (Figure 2): 2­fluorobutane and 2­iodobutane are of course chiral,  but  so  is  2­deuteriobutane,  which  is  only marginally  different  from  the  parent  achiral  butane…  intuition…  probably  dictates  correctly that since the 2­deuterio derivative is actually not that  different  from  the  achiral  n­butane,  its  ‘‘degree  of  chirality’’  is  quite small.      Figure 2. Series of substituted 2‐butanes. (Reproduced from Ref. [21], with  permission).    “Likewise…  iodobutane  is  perhaps  “more  chiral”  than  fluorobutane, because  the  iodine atom  is much  larger  than  the  fluorine  atom,  and  therefore  disturbs  more  the  achirality  of  butane. Increasing even more the 2­substituent, one can perhaps  say  that 2­phenylbutane  is  ‘‘highly  chiral’’, but  if  the very  large  coronene  is  used  as  a  substituent,  then  the  chirality  of  2­ coronenobutane  is  not  so  pronounced,  because  the  butyl  substituent on  the very  large polycyclic molecule  is  just a  small  disturbance to its achirality.”  Getting back to the practice of chemistry, we may recognize  that  what  chemists  actually  do  practicing  their  science  is  to  mentally  play  with  these  representations  before  entering  the  lab.  Said  another  way,  the  chemist’s  mind  proceeds  by  self‐ creating an image (Figure 3) of how atoms, molecules and other  matter  building  blocks will  actually  behave,  and  then  tries  to  mentally “push” them on the desired route.  In  this  sense,  learning  the  practice  of  chemistry  is  analogous  to  learning  a  language.  In  each  language,  there  are  rules  to  combine  the  elementary units  (words) which  in  their  turn  represent  objects  and  ideas.  And  the  result  of  the  combination  is  a  meaningful  language  that  enables  people  to  communicate.  In  the  chemical  practice,  the  units  are  the  chemist’s building blocks and the outcome  is a new substance  whose structure and functions are to be discovered. Chemistry  in its own constitutes a language; and it is remarkable to notice  how  this  concept  is  commonly  shared  within  the  chemical  community: [22]      Figure 3. Chemists create mental images of the behaviour of matter. And then  go the lab to create their objects: the myriad substances benefiting society at  large. (Reproduced from Ref. 39b, with permission).    “A chemical formula is like a word. It purports to identify, to  single  out  the  chemical  species  it  stands  for…  but  it  remains  a  long,  long  way  from  the  molecular  scale  to  the  macroscopic  world of the senses. We still have to represent molecules…And we  tend  to  represent  atoms  as  if  they were  normal  objects  in  our  everyday  experience”.  In  a  modern  plural  view,  thus,  the  molecular  structure  becomes  a  model  for  the  substance,  namely  a  representation  of  it  or,  better  said,  “a  symbolic  transformation  of  reality,  at  once  a  model  and  a  theoretical  construct” [22].    4. Useful, incommensurable models    Following  the  introduction of  advanced  spectroscopic  and  analytical  instrumentation  in  the  late 1950s,  chemists became  able  to obtain  the  structure of  the  substances  created  in  their  experiments  at  an  unprecedented  rate,  and  thus  check  the  match between the visualization process mentioned above and  results  of  synthetic  experimentation.  This,  in  turn,  further  accelerated  the  creation  of  new  heuristic  combinatory  rules  offering increasing control on chemical reaction paths at such a  level that the concept of molecular design has now emerged as  a realistic objective [23].   However,  looking  at  the  many  ways  in  which  chemical  theories, all  fundamentally  inadequate and  ill‐defined at  times  (especially  simple  molecular  orbital  (MO)  theory)  not  only  explained  things,  but  predicted  new  phenomena  and  new  molecules,  we  understand  that  the  strength  of  chemical  theories is that chemistry makes large use of  incommensurate  theoretical  frameworks  of  understanding  and  ill‐defined  concepts  such  as  electronegativity,  donor  acceptor  ideas,  valence etc. These varied  concepts,  each with  its  own history,  allow chemists to make sense and construct a world, when our  theoretical knowledge is inadequate.   In  other  words,  fuzziness  and  incommensurability  are  central  to  emergence,  namely  of  moving  from  principles  partially  understood  to  real  creation,  to  new  properties.  We  recall  here  that  in  the philosophy of  science,  two  theories  are  said to be incommensurable if there is no common theoretical  language  that  can  be  used  to  compare  them  [24].  In  other  words, if two scientific theories are incommensurable, there is  no way in which one can compare them to each other in order  to  determine  which  is  better.  Remarkably,  such  incommensurability  “is  taken by  chemists without a blink, and  actually serves” [25].  Let  us  take orbitals,  for  instance. Do  they  actually  exist  in  real  world?  In  1999  direct  observation  of  molecular  orbitals  (MO) was claimed (Figure 4), probed directly by photoelectron  spectroscopy [26]. Immediately objection was raised that from  a  formal  viewpoint  there  are  no  such  objects  as  orbitals,  and  their “observation” is conceptually mistaken because quantum  mechanics includes only the concept of wavefunction [27].    Pagliaro  / European Journal of Chemistry 1 (4) (2010) 276­281  279    Figure 4. Molecular orbitals are mathematical  functions  in complex  form.  Recently, their direct observation has been claimed (Reproduced from Ref.  [26], with permission).    This conceptual conflict on orbitals show how Feyerabend’s  argument that there are no single prescriptive methodological  rules which are always used by scientists [28], applies equally  well to chemistry (and not only to physics). Atomic orbitals are  mathematical  complex  functions.  In  many‐electron  atoms,  orbitals  serve  as  a  useful  approximation  to  explain  by  the  aufbau process many features of the periodic system [29], and  serve as a basis set for the construction in molecular orbitals.  More  generally,  molecular  orbitals,  sp3  hybridization,  π  bonds and related concepts are the results of the application of  a  specific  computational  method  used  to  solve  by  approximation  the  Schrödinger  equation  for  molecular  systems. They are not experimentally based quantum laws that  express,  for  instance,  discreteness  of  certain  physical  quantities.  Orbitals  however  are  also  a  (quantum)  chemical model  of  immense  importance  in  chemistry.  Their  relationship  to  the  chemical methodology is heuristic, i.e., their usefulness in many  branches  of  science  justifies  the  use  of  the  model.  Now,  chemists have used orbitals in every sense they want theory to  be used ‐‐ to understand, to explain, to rationalize, to predict, to  suggest syntheses. Those who reject orbitals based on a purist  quantum mechanics approach, on the other hand, may well be  formally correct; but they have done nothing for the making of  new molecules, and thus of interest to chemistry.  For example, the reason organic chemists so quickly valued  the work of Woodward and Hoffmann on  the stereochemistry  of  pericyclic  reactions  based  on  orbital  symmetry  and  molecular orbitals,  is that  it predicted in stereochemical detail  the course of many organic reactions, and explained why others  were difficult [30]. Similarly, by using early MO theory in 1943  Longuet‐Higgins predicted the structure of diborane (B2H6), an  electron  deficient  molecule  which  could  not  be  represented  using normal  covalent  bonds;  [31]  and  later  he  suggested  the  existence  of  the  dodecaboride  B2H12  dianion  (while  Pauling  insisted  on  the  neutral  species);  [32]  as  well  as  that  of  cyclobutadiene‐iron‐tricarbonyl, opening up  two new  fields of  investigation.  In  addition,  with  the  idea  of  through‐bond  coupling,  and  the  perturbation  theory  underlying  it,  energy  splittings  and  specific  orderings  of  orbitals  that  were  quite  unexpected  in  azanaphthalenes  were  predicted;  [33]  and  in  1960  the  correct  bent  geometry  of  triplet  methylene  was  computationally predicted [34].    5. Chemistry as an autonomous discipline     In  2000  Richard  Bader  commenting  the  historic  development  of  the  VSEPR  (Valence  Shell  Electron  Pair  Repulsion)  model  of  molecular  geometry  of  Ron  Gillespie  emphasized that: [35]  “It  seems  difficult  now  to  understand why,  after  the  initial  work by Lennard­Jones on the  importance of the pair density to  chemistry,  its  further  investigation  along  other  than  purely  formal lines was to languish for so long a period of time”.  Boeyens indeed has recently shown at length how quantum  ideas have often been inappropriately applied to chemistry, [1]  suggesting  that  we  should  reconstitute  a  quantum  theory  appropriate  to  the  conceptual  demands  of  chemistry  and  one  that focuses on the three‐dimensional nature of molecules and  their constituents.  Now,  according  to  an  attentive  observer  of  chemical  enterprise,  today’s  chemists  share  a  “variety  of  concerns  suggestive  of  some  underlying  uncertainties  and  self­doubts”  [36].  These  “self‐doubts”  can  be  dispelled  by  reinforcing  the  idea that chemistry is an autonomous scientific discipline with  its  own  logic  and  creative  methodology.  Such  method  originates  a  cornucopia  of  new,  artificial  substances  which  benefit society at large, and a better understanding of it has real  benefits to chemistry practitioners and to chemical educators.   Practitioners of biology, mathematics, geology and physics  all  have  a  clear  image  of  who  they  are  and  what  their  disciplines  are  intended  for.  However,  a  science  widely  perceived  as  socially  “good”  as  biochemistry  is  naturally  considered to be part of biology when actually  is has been the  interplay  of  chemistry  and  biology  that  originated  this  formidable discipline [37].  At the core of the chemical methodology there is a powerful  approach  based  on  mental  visualization  and  association  of  chemical  models  for  substances.  These  models  can  be  molecular  structures,  a  concept  that  originated  from  the  solution of two chemical problems, namely those of valence and  of  optical  isomerism. But  they  can  also  be  synthetic  “building  blocks” of different size and shape, as  the recent development  of  the  chemical  approach  to  nanomaterials  ‐‐  nanochemistry  [38]‐‐ clearly shows. We know today that the modern picture of  a  molecule  is  not  invariably  equivalent  to  the  classical  molecular  model  of  atoms  joined  by  bonds,  4  and  that  the  molecular structure is not an intrinsic property [39,40].  But  what  is  more  relevant  to  the  creative  practice  of  a  chemist:  the  synthesis  of  new  functional  substances,  or  the  awareness that her/his model is “intrinsic”?  A  scientific  model  is  an  abstract  entity  that  selects  from  reality the variables that we consider relevant for our purposes.  Our  scientific  theories  do not  refer  directly  to  reality  but  to  a  model. A model is a particular kind of representation. And just  like a representation of an object is not the object (Figure 5), a  model of a system is not the system.        Figure 5. A  representation  is  just  a  representation.  Exactly  like Magritte  recalls us that the drawing of a pipe is not a pipe, a molecular structure is  not a chemical substance.    We  make  hypotheses  about  the  unobservable  objects,  properties and structure of the system under consideration and  then  we  access  real  systems  ‐‐  i.e.,  chemical  substances  ‐‐  through  our models.  In  other words,  our  direct  access  to  real  systems  is  invariably  mediated  by  our  ideas.  This  is  what  is  meant by the idea of “representation” [41].  280  Pagliaro  / European Journal of Chemistry 1 (4) (2010) 276­281    In  chemistry  too,  the  reductionist  argument  for  there  having  to  be  one  logical  way  to  do  things  to  be  counted  as  adequate  or  successful  is  flawed  [42].  Whereas  chemistry  accepts  contributions  of  experimental  findings,  ideas,  and  models coming from other disciplines, chemistry has and keeps  strong  empirical  and  practical  bases.  Those  deriving  from  quantum  mechanics  belong  to  this  category.  At  this  stage,  it  may  be  worth  recalling  Coulson’s  worries  expressed  in  a  famous after‐dinner speech in 1959 [43].  Coulson was worried at that time that quantum chemistry,  with  the  aid  of  the  advent  of  electronic  computers,  could  be  reduced  to  a  technique.  To  follow  this  way  was  in  Coulson’s  opinion  an  error,  leading  to  the  development  of  a  branch  of  computer mathematics of no relevance for the advancement of  our understanding of the molecular world. The most important  task  of  quantum  chemical  calculation  was,  according  to  Coulson,  to  provide more  precise  definitions  of  the  “chemical  concepts” originated in the chemical community, mostly on the  basis  of  experience  and  of  heuristic  considerations.  Actually  Coulson’s worries have been dispelled in the last decades, and  theoretical chemistry has given substantial efforts  to establish  protocols of use and of defining  limits of the tools of quantum  chemistry, as well as to better define chemical concepts such as  molecular structure and many others [44].  Eventually,  continued  improvements  in  implementation  and  reduction  in  the  cost/performance  of  computing  might  lead  us  toward  the  “ultimate  goal  of  theory”  of  achieving  full  partnership  with  experiment  as  both  an  explanatory  and  predictive  methodology  [45].  However,  even  in  this  wishful  scenario,  human  chemical  ingenuity  that  is  central  to  the  practice  of  the  chemical methodology will  not  be  replaced  by  computation.    6. Pedagogical consequences and conclusion    The  concepts  of  chemical  structure  and  chemical  bonds  emerged in chemistry  independently and a  long time ahead of  quantum physics. Computational chemistry is not the best way  to teach them for the simple reason that conceptual chemistry  is not computational chemistry; the latter being a collection of  approaches  to  solve  by  approximation  the  Schrödinger  equation  for  those  “complex  atomic  systems”  identified  by  Dirac in 1929 – namely, chemical susbtances – for the equation  simply cannot be solved exactly other than in the case of a one‐ electron system (i.e., only for the hydrogen atom!). On the one  hand, we chemists need a broader and better understanding of  contemporary  quantum  mechanics.  For  instance,  when  electrons  are  treated  as  flexible  standing  waves,  rather  than  point  particles,  such  thinking  enables  us  to  deal  with  a  large  number  of  chemical  concepts,  including  molecular  structure,  chemical  bonding,  chirality,  reactivity  and  periodic  classification of the elements [1].  On the other, we do need a better, more secure insight into  chemical  methodology  as  it  evolved  through  the  historic  development of both chemical practice and theory. As brightly  illustrated  by  Berson  with  numerous  examples  drawn  from  chemistry’s  enormously  rich  history,  the  synthesis  of  organic  molecules  has  an  “inescapably  confirmative purpose”.  And  this  purpose  comes  from  the  modeling  approach  typical  of  the  chemical ingenuity [46].  Did  chemists  fail  to  convey  the  beauty  and magic  of  their  science  to  the  lay  audience? Have we  been  able  to  show  that  chemistry  has  fundamental  questions?  With  some  notable  exceptions,  [47]  the  answer  to  the  latter  question  is  probably  no.  Yet,  we  argue,  these  deficiencies  are  the  result  of  a  poor  understanding  among  chemistry practitioners  of  the  very  fact  that  chemistry  is  a  powerful,  autonomous  science  with  an  intrinsic  methodology  that  even  upon  the  revolution  of  quantum mechanics, retains its great utility.  A  few examples taken from the historical developments of  chemical  theory  show  that  the  strength  of  chemical  theories  lies  in  the  plurality  of  theoretical  models,  often  incommensurable,  that constitute a rich conceptual body. This  diversity  needs  not  to  be  impoverished  by  a  purist  approach  which  has  no  influence  on  productive  chemical  research.  Clearly, there is a danger in emphasizing the importance of the  autonomous nature of a discipline, because fruitful progress is  often  made  at  the  fuzzy  interface  between  disciplines;  and  because great discoveries were often associated with the ability  of  the researcher  to  look at a problem  from an angle which  is  outside  her  own  discipline.  Autonomy,  however,  is  not  synonymous of independence and collaboration with biologists,  physicists, geologists etc. seeking the advice of chemists is and  will  increasingly  be  a  feature  common  to  leading  chemical  researchers.    Acknowledgement    This article is dedicated to the creative organic chemistry of  University  of  Padua’s  Professor  Sandro  Campestrini.  I  thank  Professor  Roald  Hoffmann  (Cornell  University,  Ithaca)  for  his  insightful comments to the original manuscript.    References    [1]. Boeyens, J. C. A. Chemistry From First Principles, Springer, 2008.  [2]. Dirac, P. M. A. Proc. R. Soc. London, Ser. A 1929, 123, 714‐733.  [3]. Mulliken, R. Phys. Rev. 1932, 41, 49‐71.  [4]. Ampere, A. M. Ann. Chim. 1814, 90 (1), 43‐86.  [5]. Atkins, P. W. Physical Chemistry, 4th edition, Oxford University Press,  1990.  [6]. Gillespie,  R.  J.;  Humphreys,  D.  A.;  Baird,  N.  C.;  Robinson,  E.  A.  Chemistry, Allyn and Bacon, 1986.  [7]. Suidan, L.; Badenhoop, J. K.; Glendening, E. J.; Weinhold, F. J. Chem. Ed.  1995, 72, 583‐586.  [8]. Pimentel,  G.  C.;  Spratley,  R.  D.  Chemical  Bonding  Clarified  Through  Quantum Mechanics, Holden‐Day, 1969.  [9]. Cotton, F. A.; Wilkinson, G. Advanced Inorganic Chemistry, John Wiley  & Sons, 1962.   [10]. The late University of Palermo’s Professor Giuseppe Werber.   [11]. Stone, D. C. Analyst 2005, 130, 419‐420.  [12]. Schummer,  J.;  Bersnaude‐Vincent,  B.;  Van  Tiggelen,  B.  The  Public  Image of Chemistry, Imperial College Press, 2007.  [13]. Corey, E. J.; Cheng, X. M. The Logic of Chemical Synthesis, Wiley, 1995.  [14]. Geerlings, P.; De Proft, F. Int. J. Mol. Sci. 2002, 3, 276‐309.  [15]. Ogilvie, J. F. J. Chem. Ed. 1990, 67, 280‐289.  [16]. Jensen,  F.  Introduction  to  Computational  Chemistry,  John Wiley  and  Sons, 1999.  [17]. Bartlett, N. Proc. Chem. Soc. 1962, 27, 218‐218.  [18]. Rundle, R. E. J. Phys. Chem. 1957, 61, 45‐50.  [19]. Weisberg,  R.  Creativity,  Beyond  the Myth  of  Genius, W. H.  Freeman,  1992.  [20]. Avnir, D.;  Zabrodski Hel Or, H.; Mezey,  P.  G.  J. Am. Chem. Soc. 1992,  114, 7843‐7851.  [21]. Alvarez, S.; Alemey, P.; Avnir, D. Chem. Soc. Rev. 2005, 34, 313‐326.  [22]. Hoffmann, R.; Laszlo, P. Angew. Chem. Int. Ed. 1991, 30, 1‐16.  [23]. Horváth, I. T. Acc. Chem. Res. 2002, 35, 685‐694.  [24]. Dilworth, C. “Kuhn, Feyerabend, and Incommensurability”, Chapter 7,  Scientific  Progress.  A  Study  Concerning  the  Nature  of  the  Relation  Between Successive Scientific Theories, pp. 49‐54, Springer, 2007.  [25]. Hoffmann, R. Synthese 2007, 155, 321‐336.  [26]. Zuo, J. M.; Kim, M.; O’Keefe, M.; Spence, J. C. H. Nature 1999, 401, 49‐ 52.  [27]. Wang, S. G.; Schwartz, W. H. E. Angew. Chem. Int. Ed. 2000, 39, 1757‐ 1762.  [28]. Feyerabend, P. K. Against Method: Outline of an Anarchistic Theory of  Knowledge, Verso, 1975.  [29]. Scerri, E. R. J. Chem. Ed. 2000, 77, 1492‐1494.  [30]. Woodward, R. B.; Hoffmann, R. The Conservation of Orbital Symmetry,  Verlag Chemie, 1970.  [31]. Longuet‐Higgins, H. C.; Bell, R. P. J. Chem. Soc. 1943, 250‐255.  [32]. Laszlo, P. Angew. Chem., Int. Ed. 2000, 39, 2071‐2072.  [33]. Jordan, A. D.; Ross, I. G.; Hoffmann, R.; Swenson, J. R.; Gleiter, R. Chem.  Phys. Lett. 1971, 10, 572‐576.  [34]. Neugebauer, A.; Häfelinger, G. Int. J. Mol. Sci. 2005, 6, 157‐176.  [35]. Bader, R. F. W. Coord. Chem. Rev. 2000, 197, 71‐94.  [36]. Heylin, M. Chem. Eng. News 1998, 76 (2), 123‐140.  [37]. Fruton, J. S. Proteins, Enzymes, Genes: The Interplay of Chemistry and  Biology, Yale University Press, 1999.  Pagliaro  / European Journal of Chemistry 1 (4) (2010) 276­281  281  [38]. Ozin,  G.;  Arsenault,  A.  Nanochemistry:  A  Chemical  Approach  to  Nanomaterials, RSC Publishing, 2005.  [39]. Wolley, R. G. J. Am. Chem. Soc. 1978, 100(4), 1073‐1078.  [40]. Primas,  H.  Chemistry,  Quantum  Mechanics,  and  Reductionism,  Springer, 1981.  [41]. Hesse, M. Models and Analogies in Science, University of Notre Dame  Press, 1966.  [42]. Lombardi, O.; Labarca, M. Found. Chem. 2005, 7, 125‐148.  [43]. Coulson, C. A. Rev. Mod. Phys. 1960, 32, 170‐177.   [44]. Jo Nye, M. J. Comput. Chem. 2007, 28(1), 98­108.  [45]. Friesner, R. A. Proc. Natl. Acad. Sci. USA 2005, 102, 6648‐6653.  [46]. Berson,  J.  A.  Chemical  Discovery  and  the  Logicians’  Program.  A  Problematic Pairing, Wiley‐VCH, 2003  [47]. Professor Pierre Laszlo: www.pierrelaszlo.net.