Le soufre est situé sous l'oxygène dans le groupe 16 (également connu sous le nom de famille de l'oxygène) du tableau périodique. À mesure que nous descendons d’un groupe dans le tableau périodique, le rayon atomique augmente et l’énergie d’ionisation diminue. Cela signifie que les électrons de valence du soufre sont plus lâchement retenus et sont plus facilement éliminés, ce qui rend le soufre plus réactif que l'oxygène.

En revanche, le phosphore se situe sous le soufre dans le groupe 15 (également connu sous le nom de famille de l’azote) du tableau périodique. Le phosphore a un rayon atomique plus petit et une énergie d’ionisation plus élevée que le soufre. Cela signifie que les électrons de valence du phosphore sont plus étroitement retenus et ne sont pas aussi facilement éliminés, ce qui rend le phosphore moins réactif que le soufre.

La réactivité du soufre est également influencée par sa plus faible électronégativité par rapport au phosphore. L'électronégativité est la capacité d'un atome à attirer des électrons. L’électronégativité plus faible du soufre signifie qu’il exerce une attraction plus faible pour les électrons, ce qui le rend plus susceptible de perdre des électrons et de subir des réactions chimiques.

Par conséquent, en fonction de sa position dans le tableau périodique, de ses propriétés atomiques et de son électronégativité, le soufre est plus réactif que le phosphore.