Idruro di antimonio

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Idruro di antimonio
Stibine.png
Stibine-3D-vdW.png
Nome IUPAC
Stibano
Nomi alternativi
Stibina
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare SbH3
Massa molecolare (u) 124,784
Aspetto gas incolore
Numero CAS [7803-52-3]
Proprietà chimico-fisiche
Densità (kg·m−3, in c.s.) 5,48 g/L
Solubilità in acqua poco solubile
Temperatura di fusione –88 °C (185 K)
Temperatura di ebollizione –17 °C (256 K)
Proprietà termochimiche
ΔfH0 (kJ·mol−1) 145
Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico
facilmente infiammabile gas compresso tossicità acuta
Frasi H 220, 280, 330
Frasi S 1, 9, 16, 33, 36, 45

L'idruro di antimonio o stibina è il composto inorganico con formula SbH3. È il principale idruro covalente dell'antimonio ed è l'analogo più pesante di ammoniaca e fosfina. In condizioni normali è un gas incolore con un odore disgustoso simile a quello del solfuro di idrogeno (uova marce). È un gas estremamente tossico, ma è così instabile che è difficile trovarlo al di fuori dei laboratori.

Cenni storici[modifica | modifica sorgente]

La stibina fu preparata per la prima volta indipendentemente da Lewis Thompson e Christoph Heinrich Pfaff nel 1837.[1][2] Occorse però molto tempo prima che le proprietà di questa sostanza tossica fossero determinate. Nel 1876 Francis Jones esaminò vari metodi di preparazione,[3] ma solo a partire dail 1901 Alfred Stock riuscì a determinare varie proprietà della stibina.[4][5]

Struttura molecolare e configurazione elettronica[modifica | modifica sorgente]

SbH3 è un composto molecolare; la struttura della molecola è piramidale, analogamente all'ammoniaca. Gli angoli di legame Sb–H sono di 91,6° e le distanze Sb–H sono di 170.4 pm.[6]

Sintesi[modifica | modifica sorgente]

SbH3 è in genere preparato facendo reagire composti di Sb3+ con generatori di ioni H:[7]

2Sb2O3 + 3LiAlH4 → 4SbH3 + 1.5Li2O + 1.5Al2O3
4SbCl3 + 3NaBH4 → 4SbH3 + 3NaCl + 3BCl3

In alternativa si possono far reagire composti di Sb3– con reagenti protonici (come l'acqua stessa):

Na3Sb + 3H2O → SbH3 + 3NaOH

Reattività[modifica | modifica sorgente]

Le proprietà chimiche di SbH3 assomigliano a quelle dell'arsina (AsH3):[8] Analogamente a tipici idruri pesanti come AsH3, H2Te e SnH4, anche SbH3 è instabile rispetto alla dissociazione negli elementi costituenti. Il gas si decompone lentamente a temperatura ambiente, e più rapidamente a 200 °C:

2SbH3 → 3H2 + 2Sb

La decomposizione è autocatalitica e può essere esplosiva.

SbH3 è facilmente ossidato da ossigeno o anche dall'aria:

2SbH3 + 3O2 → Sb2O3 + 3H2O

SbH3 è meno basico di PH3 ma può essere protonato con superacidi:[9]

SbH3 + HF + SbF5 → [SbH4]+[SbF6]

Con basi molto forti SbH3 può anche essere deprotonato:

SbH3 + NaNH2 → NaSbH2 + NH3

Usi[modifica | modifica sorgente]

SbH3 di elevata purezza è usato nell'industria dei semiconduttori per drogare il silicio con il processo di deposizione chimica da vapore.[10]

Tossicità / Indicazioni di sicurezza[modifica | modifica sorgente]

SbH3 è un gas molto infiammabile e altamente tossico, ma è così instabile che è difficile trovarlo al di fuori dei laboratori. La stibina va utilizzata con grande cautela, con adeguati indumenti protettivi e maschera, lontano da fiamme libere e scintille. Può causare una grave reazione allergica respiratoria. Per contatto cutaneo o inalazione può provocare la morte. Sintomi di sovraesposizione includono mal di testa, debolezza, nausea, dolore addominale, dolore lombare, ittero, e irritazione dei polmoni. La stibina ha un'azione emolitica e danneggia il sangue, il fegato, i reni e il sistema nervoso centrale.[10]

Note[modifica | modifica sorgente]

Bibliografia[modifica | modifica sorgente]

  • Autore1, Stibine in Hazardous Substances Data Bank, National Library of Medicine, 2012. URL consultato il 15 ottobre 2013.
  • J. M. Bellama e A. G. MacDiarmid, Synthesis of the hydrides of germanium, phosphorus, arsenic, and antimony by the solid-phase reaction of the corresponding oxide with lithium aluminum hydride in Inorg. Chem., vol. 7, nº 10, 1968, pp. 2070–2072, DOI:10.1021/ic50068a024.
  • (EN) N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
  • (DE) A. F. Holleman e N. Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, Berlino, Walter de Gruyter, 2007, ISBN 978-3-11-017770-1.
  • (EN) C. E. Housecroft e A. G. Sharpe, Inorganic chemistry, 3ª ed., Harlow (England), Pearson Education Limited, 2008, ISBN 978-0-13-175553-6.
  • F. Jones, On Stibine in J. Chem. Soc., vol. 29, 1876, pp. 641-650, DOI:10.1039/JS8762900641.
  • C. H. Pfaff, Ueber Antimon-Wasserstoffgas und die davon abhängige Unsicherheit des neuerlich von James Marsch entdeckten Verfahrens zur Entdeckung des Arseniks in mehreren wichtigen Fällen in Ann. Phys. Chem. (Leipzig), vol. 42, nº 9, 1837, pp. 339-347.
  • A. Stock e W. Doht, Die Reindarstellung des Antimonwasserstoffes in Ber. Deutsch. Chem. Ges., vol. 34, nº 2, 1901, pp. 2339–2344, DOI:10.1002/cber.190103402166.
  • A. Stock e O. Guttmann, Ueber den Antimonwasserstoff und das gelbe Antimon in Ber. Deutsch. Chem. Ges., vol. 37, nº 1, 1904, pp. 885–900, DOI:10.1002/cber.190403701148.
  • L. Thompson, Ueber Antimon-Wasserstoffgas, nebst Bemerkungen über Marsh's neue Methode, das Arsenik zu entdecken in J. Prakt. Chem., vol. 11, nº 1, 1837, pp. 369-371, DOI:10.1002/prac.18370110173.

Collegamenti esterni[modifica | modifica sorgente]

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