Άνοιγμα κυρίου μενού

Τριοξείδιο του αντιμονίου

χημική ένωση

Το τριοξείδιο του αντιμονίου (οξείδιο του τρισθενούς αντιμονίου) είναι ανόργανη χημική ένωση των στοιχείων αντιμόνιο και οξυγόνο, με χημικό τύπο Sb2O3. Είναι η σημαντικότερη εμπορικά ένωση του αντιμονίου. Βρίσκεται στη φύση με τη μορφή των ορυκτών βαλεντινίτης (κρυσταλλωμένο στο ορθορομβικό σύστημα) και σεναρμοντίτης (κρυσταλλωμένο στο κυβικό σύστημα).[1]

Τριοξείδιο του αντιμονίου
Antimony trioxide.jpg
Γενικά
Όνομα IUPAC Τριοξείδιο του αντιμονίου
Άλλες ονομασίες άνθη αντιμονίου,
λευκό του αντιμονίου
Χημικά αναγνωριστικά
Χημικός τύπος Sb2O3
Μοριακή μάζα 291,518 amu
Αριθμός CAS 1309-64-4
SMILES O=[Sb]O[Sb]=O
InChI 1S/3O.2Sb
Αριθμός RTECS CC5650000
PubChem CID 25727
ChemSpider ID 14129
Δομή
Διπολική ροπή 0
Κρυσταλλική δομή
στερεού
κυβική (μορφή α) σε T<570°C,
ορθορομβική (μορφή β) σε T>570°C
Φυσικές ιδιότητες
Σημείο τήξης 656 °C
Σημείο βρασμού 1425 °C (εξαχνώνεται)
Πυκνότητα 5,2 gr/cm3 (μορφή α),
5,67 gr/cm3 (μορφή β)
Διαλυτότητα
στο νερό
σχεδόν αδιάλυτο (<40 μgr/100 ml)
Διαλυτότητα
σε άλλους διαλύτες
διαλυτό σε οξέα
Δείκτης διάθλασης ,
nD
2,087 (μορφή α),
2,35 (μορφή β)
Εμφάνιση λευκό στερεό
Χημικές ιδιότητες
Εκτός αν σημειώνεται διαφορετικά, τα δεδομένα αφορούν υλικά υπό κανονικές συνθήκες περιβάλλοντος (25°C, 100 kPa).

Παραγωγή και ιδιότητεςΕπεξεργασία

Η παγκόσμια παραγωγή του τριοξειδίου του αντιμονίου το 2012 ήταν 130 χιλιάδες τόνοι, αυξημένη σε σχέση με τις 112,6 χιλιάδες τόνους του 2002. Η Κίνα παράγει τη μεγαλύτερη ποσότητα, ακολουθούμενη από τη Βόρειο Αμερική, την Ευρώπη, την Ιαπωνία και τη Ν. Αφρική. Όλες οι υπόλοιπες χώρες μαζί παράγουν μόλις το 2% της παγκόσμιας παραγωγής.[2]

Το τριοξείδιο του αντιμονίου παράγεται από δύο διαφορετικές οδούς: την επεξεργασία των ορυκτών του και την οξείδωση του μεταλλικού αντιμονίου. Η δεύτερη μέθοδος κυριαρχεί στην Ευρώπη. Συνηθισμένα στάδια στην πρώτη διαδικασία είναι η εξόρυξη, η λειοτρίβηση, η επίπλευση και ο διαχωρισμός. Στη δεύτερη μέθοδο, το αντιμόνιο οξειδώνεται σε κλιβάνους. Η αντίδραση είναι εξώθερμη και το οξείδιο εξαχνωνόμενο ανακτάται σε φίλτρα. Το μέγεθος των σωματιδίων που σχηματίζονται μπορεί να ρυθμιστεί από τις συνθήκες στον κλίβανο και από τη ροή του αερίου. Η αντίδραση μπορεί να γραφεί ως:

4 Sb + 3 O2 → 2 Sb2O3

ΙδιότητεςΕπεξεργασία

Το τριοξείδιο του αντιμονίου είναι επαμφοτερίζον οξείδιο: διαλύεται σε υδατικό διάλυμα καυστικού νατρίου για να δώσει τον μετα-αντιμονίτη NaSbO2, που μπορεί να απομονωθεί στην ένυδρη μορφή του, αλλά διαλύεται και σε πυκνά διαλύματα ανόργανων οξέων δίνοντας τα αντίστοιχα άλατα.[3] Με επίδραση νιτρικού οξέος οξειδώνεται παραπέρα σε πεντοξείδιο του αντιμονίου.[4]

Θερμαινόμενο με άνθρακα, το οξείδιο ανάγεται σε μεταλλικό αντιμόνιο. Με την επίδραση άλλων αναγωγικών παραγόντων, όπως το βοροϋδρίδιο του νατρίου ή το υδρίδιο λιθίου-αργιλίου, παράγεται το ασταθές και πολύ τοξικό αέριο αντιμονίνη.[5] Θερμαινόμενο με όξινο τρυγικό κάλιο, το τριοξείδιο του αντιμονίου σχηματίζει ένα σύνθετο άλας, το τρυγικό καλιοαντιμόνιο, KSb(OH)2•C4H2O6.[4]

ΔομήΕπεξεργασία

Η δομή του Sb2O3 εξαρτάται από τη θερμοκρασία του. Σε πολύ υψηλή θερμοκρασία (1560 °C) το (αέριο πια) τριοξείδιο διμερίζεται σε Sb4O6[6] Η μορφή α του τριοξειδίου έχει μόρια με τη μορφή κλωβού που κρυσταλλώνονται στο κυβικό σύστημα. Η απόσταση Sb-O είναι 197,7 pm και η γωνία O-Sb-O είναι 95,6°.[7] Αυτή η μορφή υπάρχει στη φύση ως το ορυκτό σεναρμοντίτης. Σε θερμοκρασίες άνω των 570 ως 606 °C, η σταθερότερη μορφή είναι η β, που κρυσταλλώνεται στο ορθορομβικό σύστημα, αποτελούμενη από αλυσίδες ζευγών -Sb-O-Sb-O- , οι οποίες συνδέονται μεταξύ τους με γέφυρες οξειδίου ανάμεσα στα κέντρα Sb. Αυτή η μορφή υπάρχει στη φύση ως το ορυκτό βαλεντινίτης.

 
 
 
Sb4O6
Σεναρμοντίτης
Βαλεντινίτης

ΧρήσειςΕπεξεργασία

Η ετήσια κατανάλωση τριοξειδίου του αντιμονίου στις ΗΠΑ και την Ευρώπη είναι περίπου 10 χιλιάδες και 25 χιλιάδες τόνοι, αντιστοίχως. Η κυριότερη χρήση του είναι ως συνεργικό επιβραδυντικό πυρός σε συνδυασμό με αλογονωμένα υλικά. Ο συνδυασμός αυτός έχει κομβική σημασία για την αντιπυρική δράση τους στα πολυμερή, με εφαρμογές σε ηλεκτρικές συσκευές, υφάσματα, δερμάτινα είδη και επενδύσεις.[8]

Κάποιες άλλες χρήσεις του τριοξειδίου του αντιμονίου είναι:

ΑσφάλειαΕπεξεργασία

Το τριοξείδιο του αντιμονίου έχει γίνει αντικείμενο ερευνών για καρκινογόνο επίδραση στον άνθρωπο. Η Τιμή ορίου κατωφλίου του για εισπνοή είναι 0,5 μιλιγκράμ ανά m3 αέρα, όπως και για τις περισσότερες ενώσεις του αντιμονίου.[9]
Δεν αναφέρονται άλλοι κίνδυνοι για την ανθρώπινη υγεία ή για το περιβάλλον από το οξείδιο αυτό, από την παραγωγή του ή τη χρήση του στην καθημερινή ζωή.

ΠαραπομπέςΕπεξεργασία

  1. Greenwood, N.N. & Earnshaw, A.: Chemistry of the Elements (2η έκδ.), Butterworth-Heinemann, Οξφόρδη 1997. ISBN 0-7506-3365-4.
  2. «Archived copy» (PDF). Αρχειοθετήθηκε από το πρωτότυπο (PDF) στις 6 Ιανουαρίου 2014. Ανακτήθηκε στις 6 Ιανουαρίου 2014. 
  3. Housecroft, C.E.; Sharpe, A.G. (2008). «Chapter 15: The group 15 elements». Inorganic Chemistry (3η έκδοση). Pearson. σελ. 481. ISBN 978-0-13-175553-6. 
  4. 4,0 4,1 Patnaik, P. (2002). Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill. σελ. 56. ISBN 0-07-049439-8. 
  5. Bellama, J.M.; MacDiarmid, A.G. (1968). «Synthesis of the Hydrides of Germanium, Phosphorus, Arsenic, and Antimony by the Solid-Phase Reaction of the Corresponding Oxide with Lithium Aluminum Hydride». Inorganic Chemistry 7 (10): 2070–2072. doi:10.1021/ic50068a024. 
  6. Wiberg, E.; Holleman, A.F. (2001). Inorganic Chemistry. Elsevier. ISBN 0-12-352651-5. 
  7. Svensson, C. (1975). «Refinement of the crystal structure of cubic antimony(III) oxide, Sb2O3». Acta Crystallographica B 31 (8): 2016–2018. doi:10.1107/S0567740875006759. 
  8. Grund, S.C., Hanusch, K., Breunig, H.J., Wolf, H.U.: Antimony and Antimony Compounds, doi 10.1002/14356007.a03_055.pub2.
  9. Newton, P.E.; Schroeder, R.E.; Zwick, L.; Serex, T. (2004). «Inhalation Developmental Toxicity Studies In Rats With Antimony(III) oxide (Sb2O3)». Toxicologist 78 (1-S): 38. 

ΒιβλιογραφίαΕπεξεργασία

  • Institut national de recherche et de sécurité (INRS): Fiche toxicologique nº 198 : Trioxyde de diantimoine, 1992.
  • G.V. Samsonov: The Oxide Handbook, IFI/Plenum, 2η έκδ., 1981, ISBN 0-306-65177-7

Εξωτερικοί σύνδεσμοιΕπεξεργασία