Ossido di antimonio(III)

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
Δ_fH⁰ (kJ·mol⁻¹)	–720,3 (cubico)^[1] –708,5 (ortorombico)^[1]
Proprietà tossicologiche
DL₅₀ (mg/kg)	> 34600 oral rat^[2]
Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico

attenzione
Frasi H	351 ^[2]
Consigli P	281 - 308+313 ^[2]
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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 sénarmontite.^[3]

Sintesi

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

{\ce {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:

{\ce {4Sb \ + \ 3O2 -> 2Sb2O3}}

{\ce {2SbCl3 \ + \ 3OH^{-}-> Sb2O3 \ + \ 6Cl^{-}\ + \ 3H^{+}}}

Reattività

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:

{\ce {Sb2O3\ +\ 2HCl->2SbOCl\ +\ H2O}}

{\ce {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]

{\ce {Sb2O3 \ + \ 2NaOH \ + \ 3H2O -> 2NaSb(OH)4}}

{\ce {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

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 sénarmontite.^[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]


senarmontite	valentinite

Usi

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

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

^ ^a ^b ^c ^d ^e ^f ^g ^h ⁱ ^j ^k Holleman e Wiberg 2007
^ ^a ^b ^c ^d ^e ^f ^g GESTIS.
^ Greenwood e Earnshaw 1997
^ ^a ^b Grund et al. 2002
^ ^a ^b ^c Patnaik 2003
^ Bellama e MacDiarmid 1968
^ Svensson 1975
^ ^a ^b Wells 1984

Bibliografia

(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, n. 10, 1968, pp. 2070–2072, DOI:10.1021/ic50068a024.
GESTIS, Antimony trioxide, su 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 978-0-19-855370-0.