Τριοξείδιο του αντιμονίου

Από τη Βικιπαίδεια, την ελεύθερη εγκυκλοπαίδεια
Πήδηση στην πλοήγηση Πήδηση στην αναζήτηση
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).

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:

4 Sb + 3 O2 → 2 Sb2O3

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.

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
Σεναρμοντίτης
Βαλεντινίτης

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:

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]

  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 2014-01-06. Ανακτήθηκε στις 2014-01-06. 
  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. 

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

Εξωτερικοί σύνδεσμοι[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Στο λήμμα αυτό έχει ενσωματωθεί κείμενο από το λήμμα Antimony trioxide της Αγγλικής Βικιπαίδειας, η οποία διανέμεται υπό την GNU FDL και την CC-BY-SA 3.0. (ιστορικό/συντάκτες).