Òxid d'antimoni(III)

Infotaula de compost químicÒxid d'antimoni(III)

Modifica el valor a Wikidata
Substància químicatipus d'entitat química Modifica el valor a Wikidata
Massa molecular289,79237526 Da Modifica el valor a Wikidata
Rolcancerigen Modifica el valor a Wikidata
Estructura química
Fórmula químicaSb₂O₃ Modifica el valor a Wikidata
SMILES canònic
Model 2D
O=[Sb]O[Sb]=O i Model 2D
[O-2].[O-2].[O-2].[Sb+3].[Sb+3] Modifica el valor a Wikidata
Identificador InChIModel 3D Modifica el valor a Wikidata
NFPA 704: Standard System for the Identification of the Hazards of Materials for Emergency Response () Modifica el valor a Wikidata

L'òxid d'antimoni(III), o triòxid de diantimoni, és un compost binari constituït per oxigen i antimoni, és un òxid la qual fórmula química és Sb 2 O 3 {\displaystyle {\ce {Sb2O3}}} . Té àmplies aplicacions com a retardant de flama, catalitzador, pigment i desgasador del vidre. És la forma predominant d'antimoni alliberat al medi ambient de les activitats humanes. La relativament baixa toxicitat d'aquest compost es deu a la seva solubilitat extremadament baixa en aigua. Tanmateix es considera possiblement carcinogen per als humans.

Estat natural i obtenció

Senarmontita

A la natura hom pot trobar òxid d'antimoni(III) al mineral senarmontita i al mineral valentinita, que presenten estructures cristal·lines diferents, ortoròmbica el primer i cúbica el segon. Aquests minerals es formen per oxidació del mineral estibina, constituït per sulfur d'antimoni(III) Sb 2 S 3 {\displaystyle {\ce {Sb2S3}}} i d'altres minerals d'antimoni.[1][2]

La producció mundial el 2005 d'òxid d'antimoni(III) fou de 120 000 tones, amb la Xina com a principal productor (47 %) seguida de Mèxic (22 %), Europa (17 %), el Japó (10 %) i Sud-àfrica (2 %) i altres països (2 %). Els processos d'obtenció industrial són dos:[3]

Volatilització de l'òxid d'antimoni(III) cru

En aquest procés es parteix del sulfur d'antimoni(III) que es fa reaccionar amb oxigen en forns a 850 °C–1000 °C:

2 Sb 2 S 3 + 9 O 2 ⟶ 2 Sb 2 O 3 + 6 SO 2 {\displaystyle {\ce {2 Sb2S3 + 9 O2 -> 2 Sb2O3 + 6 SO2}}}
Després aquest òxid d'antimoni(III) obtingut es vaporitza per a condensar-se a continuació.[3]

Oxidació de l'antimoni

Dins forns es produeix l'oxidació de l'antimoni per reacció directa d'oxigen gas sobre l'antimoni metàl·lic:[3]

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

Propietats

L'òxid d'antimoni(III) a temperatura ambient és un sòlid cristal·lí, de cristalls blancs, inodor, de densitat 5,9 g/cm³, punt de fusió 656 °C i punt d'ebullició 1 550 °C. Sublima parcialment abans d'arribar al punt d'ebullició. És insoluble dins d'aigua,[4] i en dissolvents orgànics.

Estructura de l' α − Sb 2 O 3 {\displaystyle {\ce {\alpha-Sb2O3}}}

La forma cúbica α − Sb 2 O 3 {\displaystyle {\ce {\alpha-Sb2O3}}} és la fase estable en condicions ambientals de l'òxid d'antimoni(III), mentre que la cúbica β − Sb 2 O 3 {\displaystyle {\ce {\beta-Sb2O3}}} s'obté a pressió elevada i temperatura superior a 570 °C. L'estructura ortoròmbica conté unitats Sb 4 O 6 {\displaystyle {\ce {Sb4O6}}} , amb els àtoms units mitjançant enllaç covalent Sb − O {\displaystyle {\ce {Sb-O}}} . El bloc bàsic d'aquestes unitats és l'estructura piramidal SbO 3 {\displaystyle {\ce {SbO3}}} , en què l'antimoni ocupa el centre d'un tetraedre allargat, amb els àtoms d'oxigen situats en tres dels vèrtexs i els electrons del parell solitari de l'antimoni que ocupen el quart. L'estructura Sb 4 O 6 {\displaystyle {\ce {Sb4O6}}} consta de quatre d'aquestes piràmides, amb tots els oxígens enllaçats a dos antimonis, formant una estructura semblant a una gàbia tancada. Els angles O − Sb − O {\displaystyle {\ce {O-Sb-O}}} són de 95,7°.[5]

Estructura de la β − Sb 2 O 3 {\displaystyle {\ce {\beta-Sb2O3}}}

L'altra forma, la ortoròmbica β − Sb 2 O 3 {\displaystyle {\ce {\beta-Sb2O3}}} també està composta de piràmides SbO 3 {\displaystyle {\ce {SbO3}}} , però en lloc de formar una estructura engabiada, formen una doble cadena més connectada, que es transforma en una estructura de doble filferro a pressió. Una diferència notable amb la forma ortoròmbica és la diferència dels angles d'enllaç.[5] Els angles O − Sb − O {\displaystyle {\ce {O-Sb-O}}} són de 81°, 93° i 99°, i els angles dels enllaços Sb − O − Sb {\displaystyle {\ce {Sb-O-Sb}}} 110° i 132°.

Aplicacions

Retardant de flama

L'ús més important de l'òxid d'antimoni(III), pel que fa a la quantitat emprada, és com a retardant de flama de plàstics, gomes i teixits.[3] L'òxid d'antimoni(III) en si no té cap funció ignífuga, però, quan s'utilitza juntament amb compostos orgànics halogenats, l'efecte sinèrgic de la barreja crea les propietats ignífugues.

SbX 3 + H ⋅ ⟶ SbX 2 + HX {\displaystyle {\ce {SbX3 + H^{.}-> SbX2 + HX}}}
SbX 2 + H ⋅ ⟶ SbX + HX {\displaystyle {\ce {SbX2 + H^{.}-> SbX + HX}}}
SbX + H ⋅ ⟶ Sb + HX {\displaystyle {\ce {SbX + H^{.}-> Sb + HX}}}
Sb + O ⋅ ⟶ SbO ⋅ {\displaystyle {\ce {Sb + O^{.}-> SbO^{.}}}}
SbO ⋅ + H ⋅ ⟶ SbOH {\displaystyle {\ce {SbO^{.}{+}H^{.}-> SbOH}}}
SbOH + H ⋅ ⟶ SbO ⋅ + H 2 {\displaystyle {\ce {SbOH + H^{.}-> SbO^{.}{+}H2}}}

Quan l'oxigen reacciona amb un polímer origina diòxid de carboni, monòxid de carboni i diversos radicals lliures en fase gasosa ( H ⋅ {\displaystyle {\ce {H^{.}}}} , O ⋅ {\displaystyle {\ce {O^{.}}}} , OH ⋅ {\displaystyle {\ce {OH^{.}}}} ) que són els causants de què es mantingui la combustió. Si s'addiciona un compost orgànic clorat o bromat, aquests halògens capturen els radicals lliures, reaccionat amb ells i formant H 2 O {\displaystyle {\ce {H2O}}} , HX {\displaystyle {\ce {HX}}} i H 2 {\displaystyle {\ce {H2}}} . Per reaccionar, els halògens han d'arribar a la flama en fase de gas. L'addició d'òxid d'antimoni(III) permet la formació d'espècies d'antimoni volàtils ( SbX 3 {\displaystyle {\ce {SbX3}}} , SbOX {\displaystyle {\ce {SbOX}}} , SbO 2 X {\displaystyle {\ce {SbO2X}}} ) capaços d'interrompre el procés de combustió inhibint els radicals lliures mitjançant una sèrie de reaccions proposades al costat.[6] La formació dels composts ignífugs té lloc segons les reaccions:[7]

2 RHX ⟶ 2 R + 2 HX {\displaystyle {\ce {2 RHX -> 2 R + 2 HX}}}
2 RHX ⟶ 2 RH + X 2 {\displaystyle {\ce {2 RHX -> 2 RH + X2}}}
6 HX + Sb 2 O 3 ⟶ 2 SbX 3 + 3 H 2 O {\displaystyle {\ce {6 HX + Sb2O3 ->2 SbX3 + 3 H2O}}}
X 2 + Sb 2 O 3 ⟶ SbOX + SbO 2 X {\displaystyle {\ce {X2 + Sb2O3 -> SbOX + SbO2X}}}
3 SbOX ⟶ SbX 3 + Sb 2 O 3 {\displaystyle {\ce {3 SbOX -> SbX3 + Sb2O3}}}

Indústria del vidre

L'òxid d'antimoni(III) s'utilitza com a agent de depuració o com a desgasador en la fabricació de vidre artístic, òptica i bombetes fluorescents de vidre, i en vidres per a pantalles per a televisió i ordinadors, etc. S'afegeix al vidre durant la fabricació i ajuda a eliminar les bombolles del vidre. El mecanisme implica diversos passos. En el pas final l'òxid d'antimoni(III) s'oxida fins a obtenir l'òxid d'antimoni(V). El contingut total de Sb al vidre acabat se situa normalment al voltant del 0,8 %.[3]

Pigments

L'òxid d'antimoni(III) s'empra com a pigment blanc[8] i en la fabricació de pigments de colors inorgànics complexos. Aquests pigments s'utilitzen en indústries posteriors com ara els plàstics (50 %), els recobriments (35 %), esmalts i ceràmica (10 %) i materials de construcció (5 %).[3]

Catalitzador

En la producció d'envasos de PET s'empra l'òxid d'antimoni(III) com a catalitzador.[3]

Referències

  1. ↑ «Valentinite Mineral Data». [Consulta: 26 octubre 2020].
  2. ↑ «Senarmontite Mineral Data». [Consulta: 26 octubre 2020].
  3. ↑ 3,0 3,1 3,2 3,3 3,4 3,5 3,6 Swedish Chemicals Agency. European Union Risk Assessment Report Diantimony Trioxide, 2008. 
  4. ↑ PubChem. «Antimony(III) oxide» (en anglès). [Consulta: 26 octubre 2020].
  5. ↑ 5,0 5,1 Kim, Chang-Eun; Skelton, Jonathan M.; Walsh, Aron; Soon, Aloysius «Solid-state chemistry of glassy antimony oxides» (en anglès). Journal of Materials Chemistry C, 3, 43, 29-10-2015, pàg. 11349–11356. DOI: 10.1039/C5TC02191J. ISSN: 2050-7534.
  6. ↑ «Flame Retardants for Fire Proof Plastics» (en anglès). SpecialChem. [Consulta: 28 octubre 2020].[Enllaç no actiu]
  7. ↑ Katz, H.S.; Mileski, J.V.. Handbook Of Fillers For Plastics. Springer Science & Business Media, 1987. ISBN 9780442260248. 
  8. ↑ Eastaugh, N.; Walsh, V.; Chaplin, T. Pigment Compendium: A Dictionary and Optical Microscopy of Historical Pigments. Routledge, 2008. ISBN 9780750689809.