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Articulo de referencia

Trióxido de antimonio

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El óxido de antimonio(III) es el compuesto inorgánico con la fórmula Sb₂O₃ . Es el compuesto comercial más importante del antimonio . Se encuentra en la naturaleza como los minerales valentinita y senarmontita. [ 3 ] Un óxido mixto de arsénico y antimonio se presenta en la naturaleza como el mineral muy raro estibioclaudetita. [ 4 ] [ 5 ]

Producción y propiedades

La producción mundial de óxido de antimonio(III) en 2012 fue de 130 000 toneladas, un aumento con respecto a las 112 600 toneladas de 2002. China produce la mayor parte, seguida de EE. UU./México, Europa, Japón y Sudáfrica, y otros países (2%). [ 6 ]

En 2010, el óxido de antimonio(III) se producía en cuatro yacimientos de la UE. Se obtiene mediante dos métodos: la revolatilización del óxido de antimonio(III) crudo y la oxidación del antimonio metálico. La oxidación del antimonio metálico predomina en Europa. Existen varios procesos para la producción de óxido de antimonio(III) crudo o antimonio metálico a partir de materia prima virgen. La elección del proceso depende de la composición del mineral y otros factores. Los pasos típicos incluyen la extracción, trituración y molienda del mineral, a veces seguidas de flotación por espuma y separación del metal mediante procesos pirometalúrgicos (fundición o tostación) o, en algunos casos (por ejemplo, cuando el mineral es rico en metales preciosos), mediante procesos hidrometalúrgicos. Estos pasos no se realizan en la UE, sino cerca de la zona de extracción.

Revolatilización del óxido de antimonio(III) crudo

La estibina cruda se oxida a óxido de antimonio(III) crudo utilizando hornos que operan a aproximadamente 500 a 1000  °C. La reacción es la siguiente:

2  Sb 2 S 3 + 9  O 2 → 2  Sb 2 O 3 + 6  ASI 2

El óxido de antimonio(III) crudo se purifica luego por sublimación .

Oxidación del metal antimonio

El antimonio metálico se oxida a óxido de antimonio(III) en hornos. La reacción es exotérmica. El óxido de antimonio(III) se forma por sublimación y se recupera en filtros de mangas. El tamaño de las partículas formadas se controla mediante las condiciones del proceso en el horno y el flujo de gas. La reacción se puede describir esquemáticamente mediante:

4  Sb + 3  O 2 → 2  Sb 2 O 3

Propiedades

El óxido de antimonio(III) es un óxido anfótero . Se disuelve en solución acuosa de hidróxido de sodio para dar el metaantimonito NaSbO₂ , que puede aislarse como trihidrato. El óxido de antimonio(III) también se disuelve en ácidos minerales concentrados para dar las sales correspondientes, que se hidrolizan al diluirse con agua. [ 7 ] Con ácido nítrico , el trióxido se oxida a óxido de antimonio(V) . [ 8 ]

Cuando se calienta con carbono , el óxido se reduce a metal antimonio . Con otros agentes reductores como el borohidruro de sodio o el hidruro de litio y aluminio , se produce el gas estibina , inestable y muy tóxico. [ 9 ] Cuando se calienta con bitartrato de potasio , se forma una sal compleja , el tartrato de antimonio y potasio ( K ​​2 Sb 2 ( C 4 H 2 O 6 ) 2 · 3H 2 O ). [ 8 ]

Estructura

La estructura del Sb₂O₃ depende de la temperatura de la muestra. El Sb₄O₆ dimérico es el gas de alta temperatura (1560 °C). [ 10  ] Las moléculas de Sb₄O₆ son jaulas bicíclicas, similares al óxido relacionado de fósforo(III), el trióxido de fósforo . [ 11 ] La estructura de jaula se conserva en un sólido que cristaliza en un hábito cúbico. La distancia Sb–O es de 197,7 pm y el ángulo O–Sb–O de 95,6°. [ 12 ] Esta forma existe en la naturaleza como el mineral senarmontita . [ 11 ] Por encima de 606 °C, la forma más estable es ortorrómbica , que consiste en pares de cadenas -Sb-O-Sb-O- que están unidas por puentes de óxido entre los centros de Sb. Esta forma existe en la naturaleza como el mineral valentinita . [ 11 ]  

Usos

El consumo anual de óxido de antimonio(III) en Estados Unidos y Europa es de aproximadamente 10 000 y 25 000 toneladas , respectivamente. Su principal aplicación es como sinergista ignífugo en combinación con materiales halogenados. La combinación de halógenos y antimonio es clave para la acción ignífuga de los polímeros, ya que contribuye a la formación de residuos carbonizados menos inflamables. Estos retardantes de llama se encuentran en aparatos eléctricos, textiles, cuero y recubrimientos. [ 13 ]

Otras aplicaciones:

Seguridad

Se sospecha que el óxido de antimonio(III) tiene potencial carcinogénico para los humanos. [ 13 ] Su TLV es de 0,5  mg/m³ , como para la mayoría de los compuestos de antimonio. [ 14 ] Antes de 2021, no se habían identificado otros riesgos para la salud humana relacionados con el óxido de antimonio(III), ni riesgos para la salud humana y el medio ambiente derivados de la producción y el uso de trióxido de antimonio en la vida cotidiana. Sin embargo, el 15.º Informe sobre Carcinógenos, publicado el 21 de diciembre de 2021 por el Departamento de Salud y Servicios Humanos de los Estados Unidos , clasificó el óxido de antimonio(III) como carcinogénico. [ 15 ]

Referencias

  1. 1 2 3 4 Registro de trióxido de antimonio en la base de datos de sustancias GESTIS del Instituto para la Seguridad y Salud Ocupacional , consultado el 23 de agosto de 2017.
  2. 1 2 Guía de bolsillo del NIOSH sobre riesgos químicos. "#0036" . Instituto Nacional para la Seguridad y Salud Ocupacional (NIOSH).
  3. ↑ Greenwood, NN; & Earnshaw, A. (1997). Química de los elementos (2.ª ed.), Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0-7506-3365-4.
  4. ↑ "Estibioclaudetita" .
  5. ↑ "Lista de minerales" . 21 de marzo de 2011.
  6. ↑ Informe de evaluación de riesgos de la Unión Europea: TRIÓXIDO DE DIANTIMONIA (borrador) (PDF) (Informe). Suecia. Noviembre de 2008. N.º CAS: 1309-64-4; N.º EINECS: 215-175-0. Archivado del original (PDF) el 6 de enero de 2014.
  7. ↑ Housecroft, CE; Sharpe, AG (2008). «Capítulo 15: Los elementos del grupo 15». Química Inorgánica (3.ª ed.). Pearson. pág. 481. ISBN   978-0-13-175553-6.
  8. 1 2 Patnaik, P. (2002). Manual de productos químicos inorgánicos . McGraw-Hill. pág. 56. ISBN  0-07-049439-8.
  9. ↑ Bellama, JM; MacDiarmid, AG (1968). "Síntesis de los hidruros de germanio, fósforo, arsénico y antimonio mediante la reacción en fase sólida del óxido correspondiente con hidruro de litio y aluminio". Química Inorgánica . 7 (10): 2070– 2072. doi : 10.1021/ic50068a024 .
  10. ^ Wiberg, E.; Holleman, AF (2001). Química Inorgánica . Elsevier. ISBN 0-12-352651-5.
  11. 1 2 3 Wells, AF (1984). Química inorgánica estructural . Oxford: Clarendon Press. ISBN 0-19-855370-6.
  12. ↑ Svensson, C. (1975). "Refinamiento de la estructura cristalina del óxido de antimonio(III) cúbico, Sb 2 O 3 ". Acta Crystallographica B . 31 (8): 2016– 2018. Bibcode : 1975AcCrB..31.2016S . doi : 10.1107/S0567740875006759 .
  13. 1 2 Grund, Carolina del Sur; Hanusch, K.; Breunig, HJ; Wolf, HU "Antimonio y compuestos de antimonio". Enciclopedia de química industrial de Ullmann . Weinheim: Wiley-VCH. doi : 10.1002/14356007.a03_055.pub2 . ISBN 978-3-527-30673-2.
  14. ↑ Newton, PE; Schroeder, RE; Zwick, L.; Serex, T. (2004). "Estudios de toxicidad del desarrollo por inhalación en ratas con óxido de antimonio(III) (Sb 2 O 3 )". Toxicologist . 78 (1–S): 38.
  15. ↑ "15º Informe sobre Carcinógenos" . Programa Nacional de Toxicología . Archivado del original el 9 de febrero de 2020. Consultado el 15 de junio de 2023 .

Lecturas adicionales

  • Institut national de recherche et de sécurité (INRS), Fiche toxicologique nº 198  : Trioxyde de diantimoine , 1992.
  • El manual de óxido, GV Samsonov, 1981, 2ª ed. IFI/Pleno, ISBN 0-306-65177-7
  • Asociación Internacional de Antimonio
  • Ficha Internacional de Seguridad Química 0012
  • Mercado y precio del antimonio
  • Sociedad industrial y química de l'Aisne