Se considera al químico francés Lavoisier como el autor del primer texto de química moderno, “Tratado del método de nomenclatura química” (1787). Junto a Guyton de Morveau, Berthollet y Fourcroy, elimina nombres crípticos como "aceite de vitriolo" o "manteca de antimonio", sustituyéndolos por términos sistemáticos basados en la composición del compuesto.

En 1789 publica el “Tratado Elemental de Química”, que incluye la Tabla de las substancias simples, donde clasifica 33 sustancias conocidas en cuatro categorías: gases/calóricos, no metales (formadores de ácidos), metales (formadores de sales) y tierras.

Antes de Lavoisier, la química hablaba en el idioma místico de la alquimia. Al definir una "sustancia simple" como aquella que no se puede descomponer mediante análisis químico, sentó las bases operativas del concepto moderno de elemento.

En su lista original incluyó la luz y el "calórico" (el calor) como si fueran elementos químicos, algo que se corregiría décadas después.

En 1808, el meteorólogo y químico inglés John Dalton propuso su Teoría Atómica. Su gran aportación no fue solo decir que la materia estaba hecha de átomos indivisibles, sino postular que los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí y tienen una masa característica. Dalton intentó medir estas masas relativas tomando el hidrógeno como unidad (H=1), dándole a la ciencia la propiedad fundamental que permitiría ordenar todos los elementos en el siglo XIX: el peso atómico.

Hasta Berzelius, cada científico dibujaba sus propios símbolos alquímicos o al estilo Dalton (círculos con puntos o rayas). En 1814, Berzelius simplificó todo con un código universal: propuso usar una o dos letras del nombre en latín del elemento (p. ej., Fe para Ferrum, Au para Aurum, Na para Natrium).

Berzelius fue un verdadero cazador de elementos: descubrió el cerio (Ce), el selenio (Se) y el torio (Th), y fue el primero en aislar en laboratorio el silicio (Si), el circonio (Zr) y el titanio (Ti). También perfeccionó los métodos de análisis cuantitativo, determinando los pesos atómicos de casi 50 elementos con un margen de error sorprendentemente bajo para la época.

En 1829, Döbereiner notó que ciertos elementos podían agruparse en conjuntos de tres (tríadas) con propiedades químicas casi idénticas. Pero lo fascinante era la matemática oculta: el peso atómico del elemento central era exactamente la media aritmética de los otros dos.

Aunque sus contemporáneos lo vieron como una simple curiosidad numérica (solo logró formar unas 20 tríadas), Döbereiner demostró por primera vez que la masa atómica y las propiedades químicas están profundamente interconectadas.

En septiembre de 1860 se celebró en Karlsruhe (Alemania) el primer congreso internacional de química de la historia. La disciplina estaba sumida en el caos: no había acuerdo entre peso atómico y peso molecular, ni sobre las fórmulas químicas (algunos escribían el agua como HO y otros como H2O).

El italiano Cannizzaro rescató la hipótesis de Amedeo Avogadro y presentó una distinción clara y matemática entre átomos y moléculas. Distribuyó un folleto explicativo que "abrió los ojos" a los jóvenes asistentes, entre los que se encontraban Lothar Meyer y Dmitri Mendeleiev. Sin los pesos atómicos unificados por Cannizzaro, la tabla periódica jamás habría podido construirse.

En 1862, este geólogo y mineralogista francés fue el primero en ordenar los elementos según sus pesos atómicos crecientes en un formato gráfico geométrico continuo: el Tornillo Telúrico (Vis Tellurique).

Chancourtois dibujó una hélice en un cilindro inclinado a 45° dividido en 16 partes iguales. Al trazar los elementos en la espiral según su masa, los elementos con propiedades similares quedaban alineados verticalmente sobre la misma pared del cilindro, y el telurio quedaba en el centro del gráfico, de ahí el nombre.

Su teoría no llegó a triunfar. Como geólogo, utilizó terminología mineralógica difícil de entender para los químicos. Además, la imprenta publicó su trabajo original omitiendo el esquema gráfico visual, dejando solo el texto explicativo. Sin el dibujo, la idea resultaba casi incomprensible.

En 1864, Newlands ordenó los elementos conocidos en orden creciente de peso atómico y observó un patrón: cada ocho elementos, las propiedades químicas se repetían.

Al igual que en la escala musical la octava nota (Do) repite el carácter de la primera, el octavo elemento mostraba un comportamiento similar al primero (p. ej., el Litio y el Sodio). El sistema funcionaba muy bien para los primeros elementos (hasta el Calcio), pero colapsaba con elementos más pesados como el hierro o el titanio, donde las propiedades ya no encajaban.

No obstante, la Chemical Society de Londres ridiculizó su trabajo. Un evaluador le preguntó burlonamente si no obtendría mejores resultados "ordenando los elementos alfabéticamente". Décadas más tarde, la misma institución le otorgaría la Medalla Davy en reconocimiento a su intuición pionera.

De forma totalmente independiente a Mendeleiev, el alemán Lothar Meyer estuvo a punto de llevarse la gloria del descubrimiento.

En 1864, Meyer publicó su primera tabla reducida, pero su gran avance llegó en 1868-1869 al graficar el volumen atómico (volumen molar) frente al peso atómico. Observó una serie de picos y valles periódicos: los elementos de propiedades similares ocupaban posiciones homólogas en la curva (por ejemplo, los metales alcalinos siempre aparecían en los picos más altos).

Su tabla organizaba los elementos con propiedades afines en filas horizontales (equivalentes a los grupos actuales) y periodos en columnas verticales. Meyer fue muy prudente e imprimió su versión más completa a principios de 1870, apenas unos meses después de que Mendeleiev publicara su propia tabla en marzo de 1869. Aunque Mendeleiev fue más audaz al predecir elementos no descubiertos, el trabajo de Meyer aportó la prueba física indispensable (el volumen atómico) para confirmar que la ley periódica era real.

En septiembre de 1860, un joven Mendeleiev asistió al I Congreso Internacional de Química en Karlsruhe. Aquel encuentro resultaría trascendental: la impecable exposición de Stanislao Cannizzaro sobre los pesos atómicos y la teoría atómica le proporcionó los cimientos conceptuales fiables que necesitaba. Tras asumir la cátedra de Química Orgánica en la Universidad de San Petersburgo en 1861, comenzó a redactar entre 1868 y 1871 su obra cumbre, Principios de Química. El proceso de redacción y la constante revisión de este texto académico, que contó con trece ediciones y múltiples traducciones, fueron el verdadero motor que dio nacimiento a su sistema periódico.

Su primera tabla periódica vio la luz en 1869 con 63 elementos ordenados por masa atómica creciente. A diferencia de sus contemporáneos, Mendeleiev no intentó encajar la naturaleza a la fuerza. Comprendió que la ley periódica exigía revisar ciertos pesos atómicos dudosos e incluso dejar espacios en blanco reservados para elementos aún no descubiertos. Con una audacia científica sin precedentes, profetizó las propiedades físicas y químicas de tres de ellos basándose en el comportamiento de sus vecinos de columna, bautizándolos provisionalmente como eka-aluminio (el primero debajo del aluminio), eka-boro y eka-silicio.

En la revisión de 1871, transformó las filas horizontales en columnas verticales para consolidar los grupos con propiedades periódicas afines y las filas como periodos, incorporando el concepto de valencia química junto a la masa atómica. A pesar de su genialidad, la versión de 1871 contenía ciertas anomalías derivadas de la falta de datos de la época:

• No hay un lugar definido para el hidrógeno (podría colocarse indistintamente en el grupo de los halógenos o de los metales alcalinos).
• No hay separación clara entre metales y no metales. El wolframio y el manganeso aparecen en el grupo de los elementos no metálicos.
• No había previsto un lugar para los lantánidos ni para los actínidos.
• Tampoco figuran en su tabla los gases nobles, que no se conocían en ese momento.

Aun con estos vacíos, Mendeleiev confió tanto en la periodicidad que invirtió el orden aparente de parejas como el cobalto y el níquel, el telurio y el yodo, o el argón y el potasio para preservar la afinidad de grupo, ajustando además la masa de elementos como el berilio, el indio y el uranio. Entre 1875 y 1886, el mundo científico asistió perplejo a la confirmación experimental de sus predicciones con el descubrimiento del galia por Paul Lecoq de Boisbaudran (eka-aluminio), el escandio por Lars Nilson (eka-boro) y el germanio por Clemens Winkler (eka-silicio).

En los años siguientes, Mendeleiev siguió afinando su tabla. Para acomodar el complejo grupo de las tierras raras, agrupó inicialmente el cerio, el erbio y el terbio en un mismo espacio, hasta que en 1902 el químico checo Bohuslav Brauner le ayudó a ubicar toda la serie de lantánidos en una sección reservada al pie del esquema. Por su parte, el británico William Ramsay descubrió los gases nobles en la década de 1890 y propuso la creación del "Grupo Cero", una solución elegante pues estos elementos presentaban valencia nula.

El final del siglo XIX trajo consigo el descubrimiento de la estructura subatómica a través de los rayos X (Röntgen, 1895), la radiactividad natural (Becquerel, 1896; Marie y Pierre Curie, 1898) y la identificación del electrón por J. J. Thomson en 1897. Este último hallazgo supuso un impacto conceptual para Mendeleiev, quien se resistía a aceptar la divisibilidad del átomo. No obstante, los modelos atómicos desarrollados posteriormente por Rutherford, Bohr y Sommerfeld, sumados a la consolidación de la mecánica cuántica en la década de 1920 con Pauli, Schrödinger y Heisenberg, terminaron por dar la explicación física definitiva a la estructura periódica que el genio ruso había deducido de manera puramente empírica.

Abogado de profesión y físico autodidacta por pasión, el holandés Antonius van den Broek aportó la pieza clave que faltaba para liberar a la tabla de las irregularidades de la masa atómica. En 1811 publicó una hipótesis revolucionaria en la revista Nature: sugirió que la posición ordinal de un elemento en la tabla —lo que hasta entonces era un simple número de lista— no era una cifra arbitraria, sino que equivalía exactamente a la carga eléctrica positiva de su núcleo atómico. Propuso que cada elemento difería del anterior en una unidad de carga nuclear básica. Aunque carecía de los medios experimentales en su laboratorio privado para demostrarlo, su deducción teórica reorientó la búsqueda de la ordenación definitiva de la materia.

Trágicamente fallecido en el frente de Gallípoli durante la Primera Guerra Mundial con solo 27 años, el físico inglés Henry Moseley transformó la conjetura de Van den Broek en una certeza experimental inquebrantable. En 1912, utilizando la técnica de espectroscopía de rayos X sobre diversos elementos, descubrió que las frecuencias de las líneas de emisión espectral de un elemento aumentaban de forma proporcional al cuadrado de su posición ordinal en la tabla.

Esta relación matemática, formulada en 1914 como la Ley de Moseley, demostró de forma definitiva que la verdadera propiedad que rige la periodicidad no es la masa atómica, sino el número atómico (Z), que representa la cantidad de protones presentes en el núcleo. Este cambio fundamental trajo consigo consecuencias inmediatas:

• Las parejas que estaban invertidas según una ordenación del peso atómico ahora estaban correctamente colocadas: Te –I, Co-Ni y Ar-K
• La posición de los elementos Os, Ir y Pt se corrigió cuando se modificaron sus pesos atómicos.
• Se estableció que entre H y He no había ningún otro elemento.
• Permitió asegurar que entre Ba y Hf había 15 elementos, incluido el La, los llamados lantánidos.

A medida que la física nuclear avanzaba, el estudio de las cadenas de desintegración del uranio, el torio y el actinio comenzó a generar una aparente saturación de nuevos elementos radiactivos que no cabían en la tabla. El químico británico Frederick Soddy, galardonado con el Premio Nobel en 1921, resolvió el enigma al formular en 1913 la ley de los desplazamientos radiactivos junto a Kazimierz Fajans. Soddy demostró que la emisión de partículas alfas o betas por parte de núcleos inestables transformaba espontáneamente un elemento en otro, cambiando su masa y su carga.

Soddy acuñó el término isótopo ("en el mismo lugar") para explicar que un mismo elemento químico podía existir en distintas variedades atómicas con idéntico número atómico y comportamiento químico, pero con masas atómicas diferentes. Este hallazgo aclaró por qué los pesos atómicos medidos históricamente no eran números enteros exactos sino promedios ponderados de sus isótopos naturales, cerrando así las aparentes contradicciones de la ley periódica y consolidando la tabla como la estructura explicativa fundamental de la química.