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.
[Ne] 3s² 3p³
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, 5
Nombre d’électrons sur chaque couche, du noyau vers l’extérieur.
44,2 °C (317,3 K)
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.
280,5 °C (553,65 K)
Température à laquelle le liquide bout à pression normale. Pour le carbone et l’arsenic, température à laquelle le solide se sublime.
1,82 g/cm³
Masse d’un centimètre cube de la substance. Pour les gaz, à 0 °C et à pression normale.
2,19 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.
10,487 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.
0,747 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.
107 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.
Le phosphore (P) est un élément chimique de numéro atomique 15. Il se trouve dans le groupe 15 et la période 3 du tableau périodique, dans le bloc p. C’est un non-métal. État à température ambiante : solide. Sa masse atomique standard est de 30,974.
Origine du nom
Le nom est le grec phōsphóros, « porteur de lumière », car le phosphore blanc brille dans l’obscurité. Les Grecs appelaient aussi ainsi l’étoile du matin, la planète Vénus. Le mot phosphorescence en vient également.
Où trouve-t-on le phosphore ?
Le phosphore est trop réactif pour exister libre ; on le trouve dans des minéraux phosphatés, et les roches phosphatées riches en apatite en sont la principale source. Tous les êtres vivants en ont besoin : il entre dans l’ADN, l’ARN et l’ATP, la molécule qui transporte l’énergie dans les cellules, et nos os et nos dents sont surtout faits de phosphate de calcium.
À quoi sert le phosphore ?
L’essentiel du phosphore devient engrais, car les cultures en ont besoin pour pousser. Le phosphore rouge recouvre le grattoir des boîtes d’allumettes. Les phosphates servent aussi d’additifs alimentaires et entrent dans des produits de nettoyage.
Le saviez-vous ?
En 1669, l’alchimiste Hennig Brand, qui cherchait la pierre philosophale, fit bouillir des dizaines de seaux d’urine et obtint une substance blanche qui brillait dans le noir : le phosphore.
Le phosphore est le premier élément découvert par une personne connue : les éléments connus avant lui étaient utilisés depuis l’Antiquité.
Le phosphore blanc s’enflamme tout seul à l’air : on le conserve donc sous l’eau ; le phosphore rouge est bien moins dangereux.