Τριοξείδιο του αντιμονίου
| Τριοξείδιο του αντιμονίου | |
|---|---|
| |
| 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). | |
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]
Παραγωγή και ιδιότητες
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]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:
Ιδιότητες
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]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]
Δομή
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]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.
 |
-oxide-senarmontite-xtal-2004-3D-balls.png) |
-oxide-valentinite-xtal-2004-3D-balls.png) |
Χρήσεις
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]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:
- Ως παράγοντας αδιαφάνειας σε υάλους, κεραμικά και σμάλτα.
- Σε ειδικές βαφές («λευκό του αντιμονίου»).
- Ως καταλύτης στην παραγωγή πλαστικού PET και στον βουλκανισμό του ελαστικού.
Ασφάλεια
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]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.
Παραπομπές
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]- ↑ Greenwood, N.N. & Earnshaw, A.: Chemistry of the Elements (2η έκδ.), Butterworth-Heinemann, Οξφόρδη 1997. ISBN 0-7506-3365-4.
- ↑ «Archived copy» (PDF). Αρχειοθετήθηκε από το πρωτότυπο (PDF) στις 6 Ιανουαρίου 2014. Ανακτήθηκε στις 6 Ιανουαρίου 2014.
- ↑ 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.
- ↑ 4,0 4,1 Patnaik, P. (2002). Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill. σελ. 56. ISBN 0-07-049439-8.
- ↑ 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:.
- ↑ Wiberg, E.· Holleman, A.F. (2001). Inorganic Chemistry. Elsevier. ISBN 0-12-352651-5.
- ↑ Svensson, C. (1975). «Refinement of the crystal structure of cubic antimony(III) oxide, Sb2O3». Acta Crystallographica B 31 (8): 2016–2018. doi:.
- ↑ Grund, S.C., Hanusch, K., Breunig, H.J., Wolf, H.U.: Antimony and Antimony Compounds, doi 10.1002/14356007.a03_055.pub2.
- ↑ 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.
Βιβλιογραφία
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]- 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
