Masse moyenne d’un atome en unités de masse atomique (1 u vaut 1/12 de la masse d’un atome de carbone 12). Tient compte du mélange naturel des isotopes de l’élément.
Numéro de la colonne verticale, de 1 à 18 selon la numérotation de l’IUPAC. Les éléments d’un même groupe ont la même couche externe, donc des propriétés proches.
Numéro de la ligne horizontale. Il est en général égal au nombre de couches électroniques de l’atome ; le palladium fait exception, avec quatre couches en période 5.
Sous-couche (s, p, d ou f) qui reçoit les derniers électrons dans l’ordre habituel de remplissage ; elle partage le tableau en quatre blocs. Certains atomes font exception : le lanthane ouvre le bloc f mais n’a aucun électron f.
[Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p³
Répartition des électrons dans les sous-couches. Les crochets désignent le gaz noble précédent, l’exposant le nombre d’électrons dans une sous-couche.
2, 8, 18, 5
Nombre d’électrons sur chaque couche, du noyau vers l’extérieur.
817 °C (1 090 K), seulement sous pression
Température à laquelle le solide devient liquide à pression normale. L’hélium, le carbone et l’arsenic ne fondent pas à pression normale : l’hélium demande environ 25 atm, le carbone et l’arsenic passent directement à l’état de vapeur.
614 °C (887 K), sublimation
Température à laquelle le liquide bout à pression normale. Pour le carbone et l’arsenic, température à laquelle le solide se sublime.
5,776 g/cm³
Masse d’un centimètre cube de la substance. Pour les gaz, à 0 °C et à pression normale.
2,18 Pauling
Capacité d’un atome à attirer les électrons dans une liaison chimique. Sur l’échelle de Pauling, elle va de 0,79 pour le césium à 3,98 pour le fluor.
9,789 eV
Énergie nécessaire pour arracher à un atome son électron le moins lié. Plus elle est faible, plus l’élément cède facilement un électron, ce qui est typique des métaux.
0,804 eV
Énergie libérée quand un atome neutre capte un électron. Elle est la plus élevée pour les halogènes. Les gaz nobles, l’azote et certains métaux ne forment pas d’ion négatif stable.
119 pm
Moitié de la longueur d’une liaison covalente simple entre deux atomes de l’élément. Il donne la taille de l’atome dans une molécule ou un cristal : 76 pm pour le carbone, 132 pm pour le fer.
+5, +3, -3
Charges que l’atome aurait dans ses composés si toutes ses liaisons étaient ioniques. Les principales sont indiquées.
L’arsenic (As) est un élément chimique de numéro atomique 33. Il se trouve dans le groupe 15 et la période 4 du tableau périodique, dans le bloc p. C’est un métalloïde. État à température ambiante : solide. Sa masse atomique standard est de 74,922.
Origine du nom
Le nom vient, par le latin arsenicum, du grec arsenikon, nom d’un minéral jaune, l’orpiment. Les Grecs avaient emprunté le mot au persan zarnik, « doré », et l’avaient remodelé pour qu’il ressemble à leur arsenikos, « mâle ». Les minéraux d’arsenic sont connus depuis l’Antiquité ; l’élément lui-même aurait été obtenu par Albert le Grand vers 1250.
Où trouve-t-on l’arsenic ?
L’arsenic se trouve surtout dans un minéral, l’arsénopyrite, et parfois à l’état natif. Lessivé des roches, il passe dans les eaux souterraines, et dans certaines régions des millions de personnes boivent une eau de puits trop riche en arsenic.
À quoi sert l’arsenic ?
De petites quantités d’arsenic sont ajoutées aux semi-conducteurs, et l’arséniure de gallium sert aux puces rapides et aux lasers. Un peu d’arsenic durcit aussi le plomb de chasse. Il entrait autrefois dans la mort-aux-rats, les insecticides et les produits de traitement du bois, mais ces usages disparaissent à cause de sa toxicité.
Le saviez-vous ?
L’arsenic a longtemps été le poison favori des empoisonneurs, car les symptômes ressemblaient à ceux d’une maladie. Cela changea dans les années 1830, quand James Marsh inventa un test capable d’en déceler même des traces.
À pression normale, l’arsenic ne fond pas : chauffé, il passe directement de l’état solide à la vapeur. Chauffé à l’air, il dégage des fumées à l’odeur d’ail.