Historia de la tabla periódica

[Carga y lenguaje químico] Sección 1. Conceptos Clave [Estructura de la tabla periódica] [Propiedades periódicas] Otros conceptos [Historia de la tabla periódica] 

 Mucho antes de que existiera la química como ciencia, los seres humanos ya buscaban patrones en la naturaleza para explicar de qué estaba hecho el mundo. Los primeros intentos de clasificar la materia no surgieron de la experimentación, sino de imperativos filosóficos o religiosos. En la tradición occidental, por ejemplo, Aristóteles propuso que toda materia estaba compuesta por cuatro elementos: tierra, agua, aire y fuego, asociados a cualidades como frío, calor, humedad y sequedad. Esta idea, aunque errónea desde el punto de vista moderno, fue influyente durante siglos.

Simultáneamente, en contextos como el de la alquimia, se elaboraban listas de sustancias por sus propiedades físicas y reacciones observables. Sin embargo, estas listas mezclaban sin distinción compuestos y elementos. Sustancias como el vitriolo (sulfato de hierro), el mercurio o el azufre eran agrupadas según sus usos, su comportamiento al ser calentadas o combinadas, pero no existía aún una base teórica sólida que distinguiera entre lo que hoy conocemos como elementos (sustancias puras que no pueden descomponerse) y compuestos (formados por la combinación de varios elementos).

Esta distinción comenzó a clarificarse en el siglo XVII con la figura de Robert Boyle. En su obra El químico escéptico (1661), Boyle criticó duramente las explicaciones alquímicas y aristotélicas, proponiendo que los verdaderos elementos debían definirse no por su función filosófica, sino por su simplicidad: serían aquellas sustancias que no pueden descomponerse en otras más simples mediante procesos químicos conocidos. Esta definición, aunque aún rudimentaria, fue clave para la evolución posterior de la química y sentó las bases de la noción moderna de elemento.

Figura 1. La tabla periódica trasciende ser un simple inventario de elementos: muestra que la materia sigue patrones recurrentes en sus propiedades. A diferencia de la lista de Lavoisier (1789), que mezclaba elementos y compuestos, la tabla moderna organiza los átomos por número atómico y configuración electrónica, revelando regularidades, permitiendo predicciones científicas y funcionando como un símbolo cultural y educativo universal.

Uno de los primeros pasos decisivos hacia una clasificación científica de los elementos fue dado por Antoine Lavoisier a finales del siglo XVIII. En su obra Traité Élémentaire de Chimie (1789), Lavoisier presentó una lista de 33 sustancias simples que denominó elementos, y distinguió claramente entre elementos y compuestos. Si bien su lista aún contenía algunas sustancias que hoy no consideramos elementos (como la luz o el calórico), su enfoque fue revolucionario por su criterio sistemático y cuantitativo, basado en la ley de conservación de la masa y en métodos experimentales rigurosos.

Ya en el siglo XIX, a medida que se descubrían más elementos, varios científicos comenzaron a notar similitudes en sus propiedades químicas. En 1817, Johann Wolfgang Döbereiner observó que ciertos elementos podían agruparse en tríadas, como el cloro, bromo y yodo, donde el elemento del medio tenía propiedades intermedias y un peso atómico cercano al promedio de los otros dos. Esta fue una de las primeras pistas de que existía una relación sistemática entre las propiedades químicas y el peso atómico.

Figura 2. Las triadas de Döbereiner fueron un intento temprano de organizar los elementos químicos en grupos de tres con propiedades similares. En cada triada, el elemento central tenía un peso atómico promedio de los otros dos. Aunque limitadas, revelaron patrones periódicos en la materia y sentaron las bases para el desarrollo posterior de la tabla periódica moderna.

En 1862, el geólogo francés Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois propuso una de las primeras representaciones tridimensionales del sistema periódico. Diseñó una hélice llamada “tornillo telúrico”, en la que colocaba los elementos según su peso atómico alrededor de un cilindro. Notó que elementos con propiedades similares aparecían alineados verticalmente, una clara anticipación de la periodicidad química. Sin embargo, su trabajo pasó desapercibido en su momento, en parte porque se publicó en una revista geológica y sin el diagrama crucial que ilustraba su idea.

Poco después, en 1864, el químico inglés John Newlands propuso la ley de las octavas, afirmando que si los elementos se ordenaban por su peso atómico, cada octavo elemento tenía propiedades similares al primero, de forma análoga a las notas musicales. Aunque su propuesta fue inicialmente ridiculizada por parecer más musical que científica, fue otro paso hacia la comprensión de la repetición periódica de las propiedades químicas.

Figura 3. La hélice telúrica de Chancourtois (1862) organizó los elementos en una espiral según sus pesos atómicos, mostrando la periodicidad de sus propiedades. Aunque poco reconocida en su tiempo, anticipó la ley periódica y sirvió de base para modelos posteriores como el de Mendeléyev. Hoy se le reconoce como uno de los padres de la ley periódica y pionero en su desarrollo.

Estos esfuerzos, aunque imperfectos, prepararon el camino para la formulación definitiva de la tabla periódica por parte de Dmitri Mendeléyev, quien sintetizó estas ideas en un sistema coherente que no solo organizaba los elementos conocidos, sino que incluso predecía la existencia y propiedades de elementos aún no descubiertos.

Durante la primera mitad del siglo XIX, los esfuerzos por organizar los elementos se vieron obstaculizados por una gran confusión en torno a sus pesos atómicos. En particular, existía incertidumbre sobre la relación entre el hidrógeno y el oxígeno, y durante un tiempo coexistieron dos interpretaciones: una que sugería una proporción de 1:8 y otra que proponía 1:16. Esta discrepancia reflejaba un problema más profundo: la debilidad de la teoría atómica en ese momento, así como la falta de técnicas fiables para determinar las masas relativas de los átomos.

Figura 4. La tabla de Mayer (1864) fue un intento temprano de organizar los elementos según sus valencias y similitudes físicas y químicas. Aunque su disposición tenía limitaciones y no fue tan precisa como la de Mendeléyev, representó un avance al mostrar la periodicidad química y la importancia de una clasificación sistemática, sentando bases para el desarrollo de la tabla periódica moderna.

Un punto de inflexión se produjo gracias a la recuperación de la hipótesis de Avogadro, según la cual volúmenes iguales de gases, en las mismas condiciones de temperatura y presión, contienen el mismo número de moléculas. Esta idea, aunque propuesta en 1811, no fue ampliamente aceptada sino hasta que el químico italiano Stanislao Cannizzaro la retomó y la aplicó de forma efectiva.

En 1858, Cannizzaro desarrolló una técnica para calcular los pesos atómicos utilizando densidades de gases y las ideas de Avogadro. Esto permitió distinguir entre átomos y moléculas, y establecer una base coherente para la determinación de los pesos atómicos. Su propuesta fue presentada en el Congreso de Karlsruhe en 1860, y tuvo un enorme impacto entre los químicos jóvenes, que por fin contaban con un método claro y reproducible para obtener los pesos atómicos de los elementos.

Figura 5. La tabla de Newlands (1864) introdujo la ley de las octavas, señalando que las propiedades de los elementos se repetían cada ocho al ordenarlos por peso atómico. Aunque presentó limitaciones y críticas por agrupaciones imprecisas, reveló un patrón periódico fundamental. Su propuesta fue un paso clave hacia la tabla periódica moderna, influyendo en Mendeléyev y la consolidación de la periodicidad química.

Poco a poco, la lista de pesos atómicos basada en la relación hidrógeno-oxígeno 1:16 fue ganando aceptación. A esto se sumaron avances en otras técnicas, como el análisis de la composición atómica de los compuestos, la determinación de pesos moleculares mediante estudios de disoluciones y la caracterización de nuevos elementos. Gracias a este conjunto de herramientas, para la década de 1860, los químicos ya contaban con una base de datos bastante sólida y confiable de elementos y sus propiedades fundamentales.

Fue en este contexto que Dmitri Mendeléyev pudo formular su tabla periódica. Contando con un conjunto cada vez más completo de pesos atómicos fiables y con observaciones sistemáticas de las propiedades químicas de los elementos, logró establecer un orden no solo descriptivo, sino predictivo, anticipando la existencia y características de elementos aún no descubiertos, lo que dio a su sistema un respaldo empírico sin precedentes.

Cuando Dmitri Mendeléyev presentó su propuesta de tabla periódica en 1869, no fue el primero en notar que los elementos mostraban propiedades químicas recurrentes al ordenarlos por su peso atómico. La periodicidad ya había sido señalada por varios de sus predecesores. Lo verdaderamente innovador en su propuesta fue su disposición de los elementos en una tabla con espacios vacíos, acompañada de la audaz hipótesis de que esos huecos correspondían a elementos aún no descubiertos.

Figura 6. La tabla periódica de Mendeléyev (1869) organizó los elementos por peso atómico y propiedades químicas, dejando espacios vacíos para elementos no descubiertos, cuyas características predijo con precisión. El hallazgo posterior de galio y germanio confirmó su visión. Aunque su diseño era vertical, sentó las bases de la tabla periódica moderna y reveló que la materia obedece leyes periódicas naturales.

Figura 7. La tabla periódica de Mendeléyev de 1871, organizada en filas y columnas, mostró con mayor claridad la periodicidad química y dejó espacios vacíos para elementos aún no descubiertos como el galio y el germanio. Aunque persistían anomalías ligadas al peso atómico, luego resueltas con el número atómico, esta versión consolidó la estructura predictiva que dio origen a la química moderna..

Lejos de ser meros vacíos decorativos, Mendeléyev utilizó estos espacios para predecir con precisión las propiedades físicas y químicas de esos elementos faltantes. Así anticipó, por ejemplo, el galio, el escandio y el germanio, con una exactitud sorprendente en cuanto a su densidad, puntos de fusión, valencia y comportamiento con otros elementos. Estas predicciones no solo le otorgaron una gran credibilidad a su sistema, sino que transformaron su tabla en una herramienta predictiva y no simplemente clasificatoria.

Sin embargo, el modelo de Mendeléyev no estaba exento de problemas. Al ordenar los elementos por peso atómico, se presentaban algunas incongruencias con el patrón de propiedades periódicas. En ciertos casos, como el del telurio y el yodo, los elementos debían ser intercambiados de lugar para que coincidieran con su grupo químico, a pesar de que eso significaba romper el orden estricto por peso. Estas anomalías sugerían que el peso atómico no era la propiedad fundamental que regía la periodicidad.

Figura 8. Dmitri Mendeléyev (1834–1907), químico ruso, descubrió el patrón periódico que organizó los elementos según su peso atómico y propiedades químicas, dejando espacios vacíos para los aún no hallados, cuyas características predijo con exactitud. Su tabla periódica revolucionó la química y, además, impulsó la educación científica, la industria química y el desarrollo tecnológico en la Rusia imperial.

A pesar de estas paradojas, la tabla de Mendeléyev fue adoptada ampliamente porque funcionaba. Era útil, explicativa y predictiva. Pero también planteaba una pregunta crucial: ¿existía una propiedad aún desconocida que explicara mejor la estructura periódica de los elementos? Esa propiedad resultó ser el número atómico, concepto que no se consolidaría sino hasta décadas más tarde, con los trabajos de Henry Moseley y el desarrollo de la física atómica moderna.

A menudo, la historia de la tabla periódica se detiene en la figura de Mendeléyev, dando la falsa impresión de que la tabla que usamos hoy en día es esencialmente la misma que él propuso. Sin embargo, esto está lejos de ser cierto. La forma moderna de la tabla no comenzó a consolidarse sino hasta que se produjeron avances fundamentales en la física atómica y en el estudio de la radioactividad a comienzos del siglo XX.

Las investigaciones de científicos como Wilhelm Röntgen, descubridor de los rayos X, Henri Becquerel, quien detectó la radioactividad espontánea, y Marie y Pierre Curie, que aislaron elementos radiactivos como el polonio y el radio, revolucionaron el conocimiento sobre la estructura interna del átomo. Más adelante, J.J. Thomson descubrió el electrón, y Ernest Rutherford propuso un modelo nuclear del átomo, identificando que la carga positiva del núcleo concentraba casi toda la masa del átomo.

Figura 8. La tabla periódica de Deming (década de 1920) introdujo el formato rectangular horizontal, colocando lantánidos y actínidos en filas separadas. Este diseño, adoptado en textos educativos y científicos, estandarizó la representación moderna, facilitó la lectura de las propiedades periódicas y permitió integrar los elementos transuránicos. Su propuesta consolidó una herramienta pedagógica clara y funcional que aún se mantiene vigente en la química.

Fue en este contexto que el físico británico Henry Gwyn Jeffreys Moseley realizó un descubrimiento crucial. A través del estudio de los espectros de rayos X emitidos por los elementos, Moseley demostró que cada elemento tenía una cantidad única de carga positiva nuclear, lo que hoy conocemos como el número atómico. Este número, y no el peso atómico, era el verdadero criterio que explicaba la organización periódica de los elementos sin las paradojas que enfrentó Mendeléyev.

Figura 9.  Henry Moseley (1887–1915), físico y químico inglés, demostró mediante rayos X que el número atómico es una propiedad física real del núcleo, asociada al número de protones. Su Ley de Moseley corrigió la tabla periódica y validó el modelo de Bohr. Aunque murió joven en la Primera Guerra Mundial, su legado transformó la química y la física atómica.

Gracias al trabajo de Moseley, se comprendió que la periodicidad de las propiedades químicas se debía a la estructura electrónica del átomo, relacionada directamente con su número atómico. Así, las anomalías como la del telurio e yodo se resolvían de forma natural, y la tabla periódica podía reordenarse sin arbitrariedades.

Trágicamente, Moseley murió joven, a los 27 años, durante la Primera Guerra Mundial, en el desembarco de Galípoli (no Tripoli, como suele confundirse). Su pérdida fue un golpe profundo para la ciencia, pues su trabajo estaba transformando la química en una ciencia nuclearmente fundamentada, y muchos creen que su carrera habría sido comparable a la de los grandes físicos de su tiempo.

A menudo, la historia de la tabla periódica se detiene en la figura de Mendeléyev, dando la falsa impresión de que la tabla que usamos hoy en día es esencialmente la misma que él propuso. Sin embargo, esto está lejos de ser cierto. La forma moderna de la tabla no comenzó a consolidarse sino hasta que se produjeron avances fundamentales en la física atómica y en el estudio de la radioactividad a comienzos del siglo XX.

Figura 10. La tabla periódica de Deming (años 1920) introdujo el diseño horizontal y rectangular que separa lantánidos y actínidos en una fila inferior. Este formato práctico y claro se convirtió en estándar en libros y laboratorios, facilitando la enseñanza de la periodicidad química. Además, permitió integrar los elementos transuránicos, consolidando la versión moderna usada internacionalmente en la química contemporánea.

Las investigaciones de científicos como Wilhelm Röntgen, descubridor de los rayos X, Henri Becquerel, quien detectó la radioactividad espontánea, y Marie y Pierre Curie, que aislaron elementos radiactivos como el polonio y el radio, revolucionaron el conocimiento sobre la estructura interna del átomo. Más adelante, J.J. Thomson descubrió el electrón, y Ernest Rutherford propuso un modelo nuclear del átomo, identificando que la carga positiva del núcleo concentraba casi toda la masa del átomo.

Fue en este contexto que el físico británico Henry Gwyn Jeffreys Moseley realizó un descubrimiento crucial. A través del estudio de los espectros de rayos X emitidos por los elementos, Moseley demostró que cada elemento tenía una cantidad única de carga positiva nuclear, lo que hoy conocemos como el número atómico. Este número, y no el peso atómico, era el verdadero criterio que explicaba la organización periódica de los elementos sin las paradojas que enfrentó Mendeléyev.

Figura 11. La tabla periódica de Seaborg, creada a mediados del siglo XX, revolucionó la organización de los elementos químicos al integrar lantánidos y actínidos como series propias del bloque f. Su reconfiguración fortaleció la relación entre estructura electrónica y propiedades, facilitó la incorporación de elementos transuránicos en plena Guerra Fría y consolidó una tabla periódica dinámica, coherente y adaptable a los avances de la química moderna.

Figura 12. La tabla periódica de Seaborg destacó por integrar rigurosamente los lantánidos y actínidos al bloque f. Su versión común, usada en libros, los coloca debajo del cuerpo principal por comodidad visual, mientras que la auténtica los ubica en su posición natural entre los grupos 2 y 3, reflejando la estructura electrónica y la verdadera periodicidad química, aportando coherencia al sistema.

Gracias al trabajo de Moseley, se comprendió que la periodicidad de las propiedades químicas se debía a la estructura electrónica del átomo, relacionada directamente con su número atómico. Así, las anomalías como la del telurio e yodo se resolvían de forma natural, y la tabla periódica podía reordenarse sin arbitrariedades.

Trágicamente, Moseley murió joven, a los 27 años, durante la Primera Guerra Mundial, en el desembarco de Galípoli. Su pérdida fue un golpe profundo para la ciencia, pues su trabajo estaba transformando la química en una ciencia nuclearmente fundamentada, y muchos creen que su carrera habría sido comparable a la de los grandes físicos de su tiempo.

Incluso después de que el número atómico resolviera muchas de las paradojas de la tabla periódica, persistía un desafío: la ubicación de los lantánidos y actínidos. Estos elementos, que forman dos series casi homogéneas de propiedades químicas muy similares entre sí, no encajaban fácilmente en el diseño lineal de la tabla. Su aparición sucesiva y su difícil diferenciación complicaban cualquier intento de incorporarlos sin romper el orden lógico o estético de la tabla.

La representación moderna, en la que se separan como un bloque aparte bajo el cuerpo principal de la tabla, es en parte una solución práctica para que el diseño encaje en una hoja rectangular, pero también puede verse como una suerte de reflejo poético del lugar incómodo que estos elementos ocupaban en el pensamiento químico: reconocidos, pero no del todo integrados.

Fue Charles Janet quien propuso una disposición basada en configuraciones electrónicas, pero la tabla como la conocemos comenzó a tomar forma gracias a Horace Groves Deming, quien en la década de 1920 introdujo una versión simplificada con los lantánidos separados. Esta idea fue consolidada en la segunda mitad del siglo XX por el químico estadounidense Glenn T. Seaborg, quien no solo participó en el descubrimiento de varios elementos transuránicos, sino que propuso en 1945 que los actínidos debían formar una segunda fila separada, análoga a los lantánidos.

Este cambio no fue solo una cuestión de formato, sino también un reflejo de la nueva era nuclear. Durante la Guerra Fría, la búsqueda de nuevos elementos se convirtió en un campo de competencia geopolítica entre los Estados Unidos y la Unión Soviética. Laboratorios como Lawrence Berkeley en California y Dubna en Rusia rivalizaron en la síntesis de elementos cada vez más pesados, dando lugar a descubrimientos conjuntos, disputas por los nombres y una expansión sin precedentes de la tabla.

 

Figura 13. Glenn T. Seaborg (1912-1999) fue un químico estadounidense pionero en química atómica y nuclear, descubridor de más de diez elementos transuránicos como plutonio, curio y americio. Propuso la serie actínida, reorganizando la tabla periódica y facilitando la síntesis de isótopos. Premio Nobel 1951, promovió la energía nuclear pacífica, la educación química y la investigación de elementos radiactivos a nivel global.

La carrera por los elementos superpesados llevó a la creación de sustancias artificiales como el curio, el americio, el californio o el berkelio, que llevaban nombres abiertamente patrióticos. En la otra esquina, los soviéticos proponían nombres como dubnio y moscovio, rindiendo homenaje a sus propias instituciones científicas. Esta dinámica alcanzó su punto culminante con elementos como el oganesón, nombrado en honor al físico ruso Yuri Oganessian, figura clave en la investigación de núcleos superpesados.

Así, la tabla periódica moderna no solo refleja leyes naturales, sino también las tensiones y colaboraciones humanas que han moldeado la ciencia. Su estructura es al mismo tiempo una síntesis del conocimiento químico y un mapa histórico de descubrimientos, rivalidades y alianzas.

Aunque la tabla periódica actual culmina en el elemento oganesón (Z = 118), la frontera definitiva aún no está clara. Algunos científicos sostienen que podría haber elementos ultrapesados más allá del 118, cuyos núcleos, aunque masivos, serían sorprendentemente estables. Esta idea, conocida como la "isla de estabilidad", plantea que ciertas combinaciones de protones y neutrones formarían núcleos resistentes a la desintegración, tal vez con tiempos de vida lo suficientemente largos como para ser observados con mayor detalle. Si estos elementos llegaran a sintetizarse, podrían abrir nuevas propiedades químicas y aplicaciones tecnológicas hoy inimaginables.

Figura 13.  Yuri Oganesián (1933) es un físico nuclear ruso de origen armenio, pionero en el estudio de elementos superpesados y química nuclear. Lideró la síntesis de elementos transuránicos, incluido el oganesón (Og), y desarrolló la teoría de la isla de estabilidad. Su trabajo ha ampliado la tabla periódica, la comprensión de núcleos artificiales y la física nuclear avanzada, consolidándolo como referente mundial.

Pero más allá de sus posibles extensiones, la tabla periódica se ha consolidado como una herramienta estándar en la enseñanza y la práctica de la química. Irónicamente, en su forma visual más común, recuerda a los “sopladores” —esas diminutas hojas de papel que algunos estudiantes usan para hacer trampa en exámenes—, donde se resume una enorme cantidad de información en un espacio pequeño. La diferencia es que aquí no se trata de una trampa, sino de un instrumento legítimo, reconocido y universal.

Precisamente por eso, no debería ser memorizada ciegamente, sino comprendida e interpretada. Su valor reside en cómo refleja las relaciones entre los elementos, sus configuraciones electrónicas, su reactividad, y su historia. Es un mapa conceptual del universo químico, que permite predecir comportamientos, sintetizar compuestos y entender reacciones. Más aún, en sus casillas se encierran también las tensiones de nuestro mundo contemporáneo.

Los conflictos geopolíticos en torno a los elementos estratégicos —como los lantánidos, mal llamados "tierras raras"— han hecho que la tabla periódica vuelva a aparecer en los titulares de los noticieros. La disputa entre China y Estados Unidos por el control de estos recursos críticos, esenciales para la fabricación de tecnología de punta, ha llevado incluso a escenarios tan insólitos como la propuesta de compra o invasión de Groenlandia para asegurar el suministro. Así, la tabla periódica no solo es una herramienta científica, sino también un documento político, una huella de nuestras ambiciones, alianzas y temores.

Ser un ciudadano científicamente informado implica no solo conocer esta tabla, sino leerla críticamente. Entender que no es un conjunto de datos muertos, sino una narrativa viva de la naturaleza y la civilización, que sigue escribiéndose en cada laboratorio, en cada mina y en cada negociación internacional.

Referencias.

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Rayner-Canham, G. (2020). Periodic Table, The: Past, Present, And Future. World Scientific.

Rouvray, D. H. (2004). Elements in the history of the Periodic Table. Endeavour, 28(2), 69-74.

Scerri, E. (2011). A review of research on the history and philosophy of the periodic table. Journal of Science Education, 12, 4-7.

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Seaborg, G. T. (1996). Evolution of the modern periodic table. Journal of the Chemical Society, Dalton Transactions, (20), 3899-3907.

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