Ossido di antimonio(III)

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Ossido di antimonio(III)
Struttura del triossido di antimonio in fase vapore
Un campione di triossido di antimonio
Nome IUPAC
Ossido di antimonio(III), triossido di diantimonio
Nomi alternativi
Triossido di antimonio, sesquiossido di antimonio, ossido di antimonio
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare Sb2O3
Massa molecolare (u) 291,50
Aspetto solido bianco
Numero CAS 1309-64-4
Numero EINECS 215-175-0
PubChem 16684270
SMILES O=[Sb]O[Sb]=O e [O-2].[O-2].[O-2].[Sb+3].[Sb+3]
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.) 5,2 (cubico)[1]
5,8 (ortorombico)[1]
Solubilità in acqua praticamente insolubile[2]
Temperatura di fusione 655 °C (928 K)[2]
Temperatura di ebollizione 1 425 °C (1 698 K)[2]
Proprietà termochimiche
ΔfH0 (kJ·mol−1) –720,3 (cubico)[1]
–708,5 (ortorombico)[1]
Proprietà tossicologiche
LD50 (mg/kg) > 34 600  oral rat[2]
Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico
tossico a lungo termine

attenzione

Frasi H 351 [2]
Consigli P 281 - 308+313 [2]

Il triossido di antimonio o ossido di antimonio(III) è il composto inorganico di formula Sb2O3. In condizioni normali è un solido bianco praticamente insolubile in acqua, ed è il composto di antimonio di maggiore importanza commerciale. Si trova in natura nei minerali valentinite e senarmontite.[3]

Sintesi[modifica | modifica wikitesto]

La maggior parte del Sb2O3 si ottiene per arrostimento della stibnite (Sb2S3).[4][5]

2Sb2S3 + 9O2 → 2Sb2O3 + 6SO2

La temperatura e la quantità di ossigeno vanno regolate attentamente per assicurare un'efficace volatilizzazione di Sb2O3 e nel contempo minimizzare l'ossidazione a ossido di antimonio(IV), Sb2O4. Una serie di condensatori all'uscita del forno separa Sb2O3 da impurità presenti che sono in genere Sb2O4 e PbO2 (meno volatili) e As2O3 (più volatile).

Alternativamente si può arrostire all'aria antimonio metallico; Sb2O3 sublima e viene raccolto per condensazione. Un altro metodo è per idrolisi in soluzione basica del tricloruro di antimonio.[1][5] Le reazioni sono:

4Sb + 3O2 → 2Sb2O3
2SbCl3 + 3OH → Sb2O3 + 6Cl + 3H+

Reattività[modifica | modifica wikitesto]

Sb2O3 è un ossido anfotero, pressoché insolubile in acqua, ma solubile in acidi e basi. In acidi HX forti concentrati si scioglie formando sali di antimonile (SbOX) e sali SbX3.[1] Ad esempio in acido cloridrico:

Sb2O3 + 2HCl → 2SbOCl + H2O
SbOCl + 2HCl → SbCl3 + H2O

In soluzione basica di idrossido di sodio si scioglie formando antimoniti NaSb(OH)4 che possono essere disidratati a meta-antimoniti NaSbO2:[1]

Sb2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2NaSb(OH)4
NaSb(OH)4 → NaSbO2 + 2H2O

Sb2O3 può essere facilmente ridotto a metallo se riscaldato con carbone, idrogeno o monossido di carbonio.[1] Con riducenti come il litio alluminio idruro si forma stibina, un gas instabile e molto tossico.[6] Sb2O3 può anche essere ossidato a Sb2O4 per riscaldamento a 700-1000°C in presenza di aria;[1] trattato con acido nitrico si ossida a Sb2O5.[5] Per riscaldamento con bitartrato di potassio si forma l'antimoniltartrato di potassio K2Sb2(C4H2O6)2 · 3H2O.[1]

Struttura[modifica | modifica wikitesto]

Sb2O3 esiste in varie modificazioni strutturali. Ad alta temperatura in fase gassosa è costituito da molecole di Sb4O6, che hanno una struttura simile all'analogo ossido del fosforo, P4O6 (vedi figura), con distanze Sb–O di 200 pm.[1] La stessa struttura a gabbia si osserva a temperatura ambiente nel solido che cristallizza nel sistema cubico, con distanza Sb–O di 197,7 pm e angoli O–Sb–O di 95,6°.[7] Questa forma esiste in natura nel minerale senarmontite.[8] Al di sopra di 606 °C diventa più stabile la forma ortorombica, che consiste di coppie di catene –Sb–O–Sb–O– dove gli atomi di antimonio sono legati da ponti ossigeno. Questa forma esiste in natura nel minerale valentinite.[8]

Sb4O6-molecule-from-senarmontite-xtal-2004-3D-balls-B.png
Antimony(III)-oxide-senarmontite-xtal-2004-3D-balls.png
Antimony(III)-oxide-valentinite-xtal-2004-3D-balls.png
Sb4O6
senarmontite
valentinite

Usi[modifica | modifica wikitesto]

Il consumo annuo di Sb2O3 negli Stati Uniti e in Europa è di circa 10.000 e 25.000 tonnellate rispettivamente. L'applicazione principale è come ritardante di fiamma in combinazione con composti alogenati, per impieghi su resine e polimeri utilizzati in apparecchiature elettriche, tessili, materie plastiche e rivestimenti in campo automobilistico.[4] Tra gli altri usi principali è usato come opacizzante per vetrine in ceramica, nella fabbricazione di pigmenti, come catalizzatore nella produzione di poliesteri.

Tossicità / Indicazioni di sicurezza[modifica | modifica wikitesto]

Sb2O3 è disponibile in commercio. È un sospetto cancerogeno in base a esperimenti condotti su animali. È considerato poco pericoloso per l'ambiente acquatico.[2]

Note[modifica | modifica wikitesto]

Bibliografia[modifica | modifica wikitesto]

  • (EN) 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.
  • GESTIS, Antimony trioxide, gestis-en.itrust.de. URL consultato il 20 dicembre 2015.
  • (EN) N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
  • (EN) S. C. Grund, K. Hanusch, H. J. Breunig e H. U. Wolf, Antimony and Antimony Compounds, in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, 2002, DOI:10.1002/14356007.a03_055.
  • (DE) A. F. Holleman e N. Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, Berlino, Walter de Gruyter, 2007, ISBN 978-3-11-017770-1.
  • (EN) P. Patnaik, Handbook of inorganic chemicals, New York, McGraw-Hill, 2003, ISBN 0-07-049439-8.
  • (EN) C. Svensson, Refinement of the crystal structure of cubic antimony(III) oxide, Sb2O3, in Acta Crystallographica, B31, 1975, pp. 2016–2018, DOI:10.1107/S0567740875006759.
  • (EN) A. F. Wells, Structural Inorganic Chemistry, 5ª ed., Oxford University Press, 1984, ISBN 978-0198553700.

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