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 3p⁴
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, 6
Nombre d’électrons sur chaque couche, du noyau vers l’extérieur.
115,2 °C (388,36 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.
444,6 °C (717,75 K)
Température à laquelle le liquide bout à pression normale. Pour le carbone et l’arsenic, température à laquelle le solide se sublime.
2,067 g/cm³
Masse d’un centimètre cube de la substance. Pour les gaz, à 0 °C et à pression normale.
2,58 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.
10,36 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.
2,077 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.
105 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.
+6, +4, +2, -2
Charges que l’atome aurait dans ses composés si toutes ses liaisons étaient ioniques. Les principales sont indiquées.
Le soufre (S) est un élément chimique de numéro atomique 16. Il se trouve dans le groupe 16 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 32,06.
Origine du nom
Le mot soufre vient du latin sulfur, peut-être d’une racine indo-européenne signifiant « brûler », qui a aussi donné l’allemand Schwefel. Le grec disait theîon : ce mot survit dans le préfixe thio-, qui signale le soufre dans le nom d’un composé.
Où trouve-t-on le soufre ?
Le soufre pur forme des cristaux jaunes près des volcans et des sources chaudes. Il est bien plus abondant lié dans des minéraux comme la pyrite, la galène, la sphalérite, le cinabre et le gypse. Aujourd’hui, la plupart du soufre est récupéré en épurant le gaz naturel et le pétrole. C’est le dixième élément le plus abondant de l’Univers, et tous les êtres vivants en ont besoin : il assure la solidité des protéines des cheveux.
À quoi sert le soufre ?
L’essentiel du soufre est transformé en acide sulfurique, le produit chimique fabriqué en plus grande quantité, qui sert surtout aux engrais. Le soufre durcit le caoutchouc des pneus (vulcanisation), protège la vigne et les cultures des champignons, et c’était l’un des trois ingrédients de la poudre noire. Le dioxyde de soufre empêche le vin et les fruits secs de s’abîmer.
Le saviez-vous ?
L’odeur d’œuf pourri ne vient pas du soufre lui-même, mais du sulfure d’hydrogène, un gaz toxique.
Il y a près de 2 800 ans, Homère décrivait déjà comment on brûlait du soufre pour chasser la vermine et purifier une maison.