Ossido di antimonio(III)

Ossido di antimonio(III)
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
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]

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

${\displaystyle {\ce {2Sb2S3 \ + \ 9O2 -> 2Sb2O3 \ + \ 6SO2}}}$

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:

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

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

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:

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

${\displaystyle {\ce {SbOCl\ +\ 2HCl->SbCl3\ +\ H2O}}}$

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

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

${\displaystyle {\ce {NaSb(OH)4 -> NaSbO2 \ + \ 2H2O}}}$

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]

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

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.

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]

• (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.

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D2O H2O                                 He Li2O BeO   B2O3 CO CO2 C2O3 NO · NO2 N2O · N2O3 N2O4 · N2O5 O F2O Ne Na2O MgO   Al2O3 SiO SiO2 PO · P2O3 P2O4 · P4O10 SO2 SO3 ClO2 · Cl2O Cl2O3 · Cl2O4 Cl2O6 · Cl2O7 Ar K2O CaO Sc2O3 TiO Ti2O3 TiO2 V2O3 VO2 V2O5 CrO · Cr2O3 CrO2 · CrO3 MnO · Mn3O4 Mn2O3 · Mn5O8 MnO2 · MnO3 Mn2O7 FeO Fe2O3 Fe3O4 CoO Co3O4 Co2O3 NiO Cu2O CuO ZnO Ga2O Ga2O3 GeO GeO2 As2O3 As2O5 SeO2 SeO3 BrO2 Br2O3 Br2O5 Kr Rb2O SrO Y2O3 ZrO2 NbO NbO2 MoO2 MoO3 Mo2O3 Tc2O7 Ru2O3 · RuO2 RuO3 · RuO4 Rh2O3 RhO2 PdO AgO CdO In2O3 SnO SnO2 Sb2O3 TeO TeO2 TeO3 I2O4 · I2O5 I2O6 · I4O9 XeO3 Cs2O3 BaO * HfO2 Ta2O5 W2O3 · WO2 WO3 · W2O5 ReO2 ReO3 Re2O7 OsO2 OsO4 IrO2 IrO4 PtO2 Au2O3 Hg2O HgO Tl2O Tl2O3 PbO PbO2 Pb3O4 Bi2O3 BiO2 Bi2O5 PoO PoO2 PoO3 At Rn Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og     ↓   * La2O3 Ce2O3 Ce3O4 CeO2 Pr2O3 PrO2 Pr6O11 Nd2O3 Pm2O3 Sm2O3 Eu2O3 Gd2O3 Tb2O3 Tb4O7 TbO2 Dy2O3 Ho2O3 Er2O3 Tm2O3 Yb2O3 Lu2O3   ** Ac2O3 ThO ThO2 PaO2 Pa2O5 UO2 · U2O5 U3O8 · UO3 UO4 · UO6 NpO2 PuO2 Am2O3 AmO2 Cm2O3 CmO2 Bk2O3 Cf2O3 CfO2 Es Fm Md No Lr

• Triossido di Diantimonio, sulla Matrice di esposizione a cancerogeni - MATline, su dors.it.

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