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Antimonio

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Antimonio
Estaño ← Antimonio → Telurio
As
  Rhombohedral.svg
 
51		 Sb
  
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
Sb
Bi
Tabela completa • Tabela estendida
Informação geral
Nome, símbolo, número Antimonio, Sb, 51
Série química Metaloides
Grupo, período, bloco 15, 5, p
Densidade 6697 kg/m3
Dureza Mohs 3
Aparência Cinza plateado
Sb,51.jpg
N° CAS
N° EINECS
Propriedades atómicas
Massa atómica 121,760 ou
Rádio médio 145 pm
Rádio atómico (calc) 133 pm (Rádio de Bohr)
Rádio iónico {{{rádio_iónico}}}
Rádio covalente 138 pm
Rádio de vão der Waals Sem dados pm
Configuração electrónica [Kr]4d105s25p3
Elétrons por nível de energia
Estado(s) de oxidación ±3, 5 (acidez média)
Óxido
Estrutura cristalina romboédrica
Propriedades físicas
Estado ordinário Sólido
Ponto de fusão 903,78 K
Ponto de ebullición 1860 K
Ponto de inflamabilidad {{{P_inflamabilidad}}} K
Entalpía de vaporización 77,14 kJ/mol
Entalpía de fusão 19,87 kJ/mol
Pressão de vapor 2,49 × 10-9 Pa a 6304 K
Temperatura crítica  K
Pressão crítica  Pa
Volume molar m3/mol
Velocidade do som Sem dados m/s a 293.15 K (20 °C)
Vários
Electronegatividad (Pauling) 2,05
Calor específico 210 J/(K·kg)
Conductividad eléctrica 2,88 × 106 S/m
Conductividad térmica 24,3 W/(K·m)
1.ª Energia de ionización 834 kJ/mol
2.ª Energia de ionización 1594,9 kJ/mol
3.ª Energia de ionización 2440 kJ/mol
4.ª Energia de ionización 4260 kJ/mol
5.ª Energia de ionización 5400 kJ/mol
6.ª Energia de ionización 10 400 kJ/mol
7.ª Energia de ionización {{{E_ionización7}}} kJ/mol
8.ª Energia de ionización {{{E_ionización8}}} kJ/mol
9.ª Energia de ionización {{{E_ionización9}}} kJ/mol
10.ª Energia de ionización {{{E_ionización10}}} kJ/mol
Isótopos mais estáveis
iso AN Período MD Ed PD
MeV
121Sb57,36 %Estável com 70 neutrones
123Sb42,64 %Estável com 72 neutrones
125SbSintético2,7582 aß–0,767125Te
Nota: unidades segundo o SE e em CNPT, salvo indicação contrária.

O antimonio é um elemento químico de número atómico 51 situado no grupo 15 da tabela periódica dos elementos. Seu nome e abreviatura (Sb) procede de estibio , termo hoje já em desuso, que a sua vez procede (do latín stibium "Banco de areia cinza brilhante"), onde se deriva a palavra Estibio.[note 1]

Este elemento semimetálico tem quatro formas alotrópicas. Sua forma estável é um metal branco azulado. O antimonio negro e o amarelo são formas não metálicas instáveis. Principalmente emprega-se em ligas metálicas e alguns de seus compostos para dar resistência contra o fogo, em pinturas, cerâmicas, esmaltes, vulcanización do caucho e fogos artificiais.


Conteúdo

Características principal

O antimonio em sua forma elementar é um sólido cristalino, fundible, quebradizo, branco plateado que apresenta uma conductividad eléctrica e térmica baixa e se evapora a baixas temperaturas. Este elemento semimetálico parece-se aos metais em seu aspecto e propriedades físicas, mas comportam-se quimicamente como um não metal. Também pode ser atacado por ácidos oxidantes e halógenos.

As estimativas sobre a abundância de antimonio na corteza terrestre vão desde 0,2 a 0,5 ppm. O antimonio é calcófilo, apresentando-se com azufre e com outros metais como chumbo, cobre e prata.[1]

Aplicações

O antimonio tem uma crescente importância na indústria de semiconductores na produção de diodos , detectores infravermelhos e dispositivos de efeito Hall.[2]

Usado como aleante, este semimetal incrementa muito a dureza e força mecânica do chumbo. Também se emprega em diferentes ligas como peltre, metal antifricción (aleado com estaño), metal inglês (formado por zinco e antimonio), etc.[3]

Algumas aplicações mais específicas:

Compostos de antimonio em forma de óxidos, sulfuros, antimoniatos e halogenuros de antimonio empregam-se na fabricação de materiais resistentes ao fogo, esmaltes, vidros, pinturas e cerâmicas.[8] O trióxido de antimonio é o mais importante e usa-se principalmente como retardante de lume.[9] Estas aplicações como retardantes de lume compreendem diferentes mercados como roupa, brinquedos, ou cobertas de assentos.[10] [11]

Usos metálicos

Mineral de antimonio.

Desde que a batería FOI-A desenvolvida no século XIX, tem sido em grande parte a batería secundária (ou recargable) mais importante por todo mundo. As baterías A utilizam-se em veículos de motor, ou como baterías industriais.

As baterías industriais incluem as baterías de tracção nas locomotoras das minas, carroças do golf, e assim sucessivamente, baterías de energia de emergência". O antimonio em liga com o chumbo é usado para certas peças da batería para as quais a resistência à corrosão era necessárias.

O antimonio é um componente menor mas importante de muitas soldas suaves, que são as soldas que fundem em temperaturas embaixo do 625 K. Estas soldas podem conter entre 0,5 e 3% de antimonio. A função do antimonio nestas soldas é consolidar a solda e suprimir a formação do alótropos de estaño a baixas temperatura, o que degradaria de outra maneira a integridade estrutural dos juntes soldados nas temperaturas embaixo do ponto da transição de fase (289 K). O antimonio utilizou-se como um endurecedor para o chumbo usado na munição.

Em EE.UU., seu uso se confina em grande parte à munição de pequenas pistolas e ao canhão de algumas escopetas. A contaminação da água subterrânea, do solo, e da corrente de alimento com o chumbo tóxico tem preocupado por muitos anos, e as regulações ambientais têm conduzido à substituição do chumbo com antimonio, por uma liga de wolframio .

As ligas de chumbo que contêm cerca de 2 a 8% de antimonio são resistentes ao uso atmosférico e a corrosão pelo que são utilizadas na construção de canais e barreiras da humidade. Na indústria química, as ligas que contêm a partir 4 a 15% de antimonio proporcionam a protecção contra vários estados líquidos dos produtos químicos, especialmente do ácido sulfúrico ou do sulfato. Aleado com bismuto, chumbo, e estaño, o antimonio é um componente de algumas das ligas fusibles usadas em dispositivos de segurança de fogo. O metal que se emprega para a fabricação de caracteres e demais material tipográfico se obtém com uma liga de chumbo, antimonio e estaño. O chumbo usa-se pela fácil fusão e para que a liga seja dúctil e compacta. O antimonio serve para dar mais resistência ao metal com o fim de que não se aplaste tão facilmente durante as repetidas e numerosas atiradas. As ligas são diversas, segundo os tamanhos dos tipos e o uso a que se destinam.

De modo que para a fabricação do metal destinado a alvos, costuma-se usar a liga seguinte, denominada ordinária: 75 partes de chumbo, 20 partes de antimonio, 5 partes de estaño. Quantidades pequenas de antimonio de grande pureza utilizam-se no DVD.

Usos não metálicos

A ponta dos fósforos de segurança contém [trisulfuro de antimonio]. A combustão é uma reacção exotérmica mantida pelos radicais livres internamente gerados e o calor radiante. Os retardadores com halógeno do lume actuam interferindo com o mecanismo de corrente radical na fase de gás (o lume). Quando são utilizados por si mesmos, os retardadores do lume do halógeno se devem utilizar em quantidades muito grandes. Este problema é evitado agregando o trióxido do antimonio, que trabalha de forma conjunta com os halógenos, reduzindo a quantidade necessária de retardante de lume e reduzindo também o custo do tratamento total. O mecanismo do trabalho conjunto do antimonio e os halógenos tentou-se explicar de várias maneiras, mas nenhuma é definitiva.

Muitos plásticos comuns são susceptíveis à degradação pelo calor e a luz ultravioleta (UV) e devem-se proteger durante a vida de serviço os produtos feitos deles pela adição de compostos conhecidos como estabilizadores. O antimonio tem sido utilizado desde os anos 1950 como estabilizador de calor eficazes para o PVC, especialmente nas formas rígidas do plástico.

O trióxido de antimonio utiliza-se como catalizador na polimerización do PET, que é um plástico usado nas garrafas, filmes, acondicionamiento dos alimentos, e muitos outros produtos. Os compostos do antimonio, junto com o dióxido de germanio, são os catalizadores preferidos para PET.

O dióxido de germanio dá um produto com uma transparência melhor que o antimonio, mas que é demasiado caro para muitas aplicações do PET. O trióxido de antimonio é utilizado também como pigmento branco para as pinturas exteriores, onde sua resistência ao desgaste pela acção atmosférica lhe fez o objecto de valor, no entanto, ao se descobrir sua capacidade tóxica o trióxido de antimonio tem sido suplantado pelo dióxido de titanio (TiO2).

Ainda se utiliza em quantidades significativas como estabilizador da cor, onde é importante manter intensidade da cor e evitar a mudança da tonalidad, por exemplo nas pinturas amarelas usadas para os autocarros das escolas (estadounidenses e sul-africanas) e nas listras amarelas aplicadas aos pavimentos do caminho.

Os pigmentos condutores da electricidade do óxido de estaño (SnO) com antimonio introduziram-se em anos recentes para incorporar nas capas plásticas que protegem os computadores e outros componentes electrónicos contra a electricidade estática.

O antimonio foi utilizado em medicina, por suas boas atitudes expectorantes, eméticas e purgantes. E chegaram-se a escrever tratados sobre suas qualidades médicas. Até que se decidiu o declarar veneno, de forma oficial, o 3 de agosto de 1866.

Na actualidade o antimonio não tem nenhum uso específico na aeronáutica, no entanto se que se utiliza nas mesmas situações que no resto de indústrias: PET, pinturas, soldas, etc.

História

Estudos arqueológicos e históricos indicam que o antimonio e seus sulfuros têm sido usados pelo humanos ao menos durante os últimos 6 milénios. Na antigüedad a antimonita ou estibina, Sb2S3, a forma mais comum de sulfuro de antimonio foi o principal ingrediente do “kohl”, uma massa negra usada pelos egípcios entre outros como maquillaje para os olhos.[12] [13] Os babilonios conheciam a forma de obter antimonio de seus compostos e usavam-no como ornamento para vasijas.

O alquimista Basil Valentine (1565-1624), apresentado às vezes como o descubridor do antimonio, foi o primeiro em descrever a extracção de antimonio de seus compostos em seu tratado “Triumph Wagens dês Antimonij” (A carroça triunfal do antimonio).[14]

O nome antimonio vem de uma latinización da palavra árabe انتيمون ("a o-ithmīd"), que a sua vez consistia em uma arabización da palavra latina stibium. [15] [16] [17]

Outras teorias sugerem que antimonio é um composto das palavras latinas “anti"(medo) e “macaco” (só); o que faria referência a sua existência na natureza normalmente como composto.[note 2] [18] [19]

Depois da invenção da imprenta no s. XVI o antimonio foi usado como aleante para os selos tipográficos. Ao arrefecer, o antimonio líquido tem a propriedade excepcional de expandir-se enquanto se solidifica. Deste modo consegue rechear as grietas dos moldes, pelo que as arestas das peças que se obtêm são muito afiadas. Por esta razão, usou-se para fazer tipos de imprenta. No s. XIX sua liga com zinco (metal inglês) foi utilizada nos cobertos e sujetavelas.

Depois do invento da batería L.A., comprovou-se que o uso da liga de chumbo e antimonio fazia durar bem mais às baterías. Durante a Grande Guerra atingiu-se um bico de produção, devido a seu uso em armamentística, já que este semimetal aumenta muito a dureza e a força mecânica do chumbo e do estaño. Com o desenvolvimento da indústria automobilística o uso do antimonio tem ido aumentando ano após ano, ainda que os níveis da Grande Guerra não se voltaram a atingir até os anos 1990.

Antimonio e ambiente

O antimonio é liberto ao ambiente desde fontes naturais e industriais. Pode permanecer no ar aderido a partículas muito pequenas por muitos dias. A maioria do antimonio no ar deposita-se no solo, em onde se adere firmemente a partículas que contêm ferro, manganês ou alumínio. O ar que respiramos se contém altos níveis de antimonio por períodos muito longos pode irritar os olhos e os pulmões e pode causar problemas respiratórios, do coração, e do estômago.

O limite de exposição ocupacional é 0,5 mg de antimonio por m3 de ar por um dia laborable de 8 h. O nível máximo permitido do antimonio em água potable na Europa é 0,006 ppm.

No ar urbano as principais fontes de antimonio são as combustões de combustíveis fósseis em veículos automotores, centrais eléctricas, e as incineradoras.

O inventario tóxico de EE.UU. da Agência de Protecção do Ambiente (EPA) para o período a partir de 1993 a 2005 demonstrou que as plantas industriais de EE.UU. lançaram mais de 900 t/ano de antimonio em todas as formas à terra e cerca de 25 t/ano à água subterrânea. Do antimonio lançado à terra por indústrias importantes, os fundidores de cobre primários supõem cerca de 60%; fundidores primários para outros metais não ferrosos, 20%; fundidores não ferrosos secundários, 7% e refinarias de petróleo, 2%. O 11% restante atribui-se à fabricação de vários produtos do antimonio. O lançamento postconsumición do antimonio de produtos eliminados do uso final é também de importância.

Há preocupação, especialmente na Europa, pela lixiviación dos pigmentos do antimonio, dos estabilizadores de calor, e dos retardadores do lume de produtos eliminados dos plásticos. Estas preocupações têm contribuído a um altero para os estabilizadores do calcio-cinc na Europa e aos estabilizadores baseados em estaño em EE.UU. e Japão. Acha-se que o país que mais antimonio lança à atmosfera é Chinesa, devido a grande uso que se faz deste elemento nesse país, já que contém a principais mina de antimonio do mundo. No entanto, devido ao regime político não se têm dados.

Abundância e obtenção

O antimonio encontra-se na natureza em numerosos minerales, ainda que é um elemento pouco abundante. Ainda que é possível encontrá-lo livre, normalmente está em forma de sulfuros; a principal mena de antimonio é a antimonita (também chamada estibina), Sb2S3.[20]

Mediante o tostado do sulfuro de antimonio obtém-se óxido de antimonio (III), Sb2Ou3, que se pode reduzir com coque para a obtenção de antimonio.

2Sb2Ou3 + 3C → 4Sb + 3CO2

Também se pode obter por redução directa do sulfuro, por exemplo com chatarra de ferro:

Sb2S3 + 3Fé → 2Sb + 3FÉS

Compostos

Seus estados de oxidación mais comuns são o 3 e o 5.

"Antimonio cru" e "crudum" são termos aplicados ao mineral que contém mais de 90% de antimonio, e ao mineral do sulfuro licuado, que é essencialmente uma mistura do antimonio-sulfuro que contém 70% ou mais antimonio. O metal refinado do antimonio, é a forma comum estável de antimonio.

O antimonio amarelo ou alfa-antimonio é produzido pela acção de ozónio em SbH3 líquido, -90 °C. É amorfo e pouco soluble em disulfuro de carbono. O antimonio amarelo é muito instável e transforma-se facilmente a temperaturas superiores -90 °C em antimonio negro, que também se pode formar directamente a partir de SbH3 líquido e oxigénio a -40 °C. O antimonio negro se oxida espontaneamente em ar e converte-se no antimonio romboédrico ordinário ou beta-antimonio. A quarta forma alotrópica do antimonio é o antimonio explosivo que se forma a partir da electrólisis do cloruro de antimonio.

Esta forma transforma-se a 475 K na forma alotrópica mais comum produzindo uma explosão. Há estudos que tentam demonstrar que o antimonio amarelo é em realidade antimonio impuro e não é uma forma alotrópica verdadeira do antimonio.

Devido a sua dureza, fragilidad, e carência da maleabilidade, o antimonio não tem nenhuma aplicação como metal por si mesmo a excepção das quantidades pequenas usadas para as estruturas ornamentales e os dispositivos de semiconductor. No entanto, é um componente de menor importância em muitas ligas do chumbo e estaño.

A maioria do antimonio que se utiliza no estado metálico, como em baterías do A, a coberta do cabo, e vários outros usos, se utiliza como certa forma de chumbo antimonial, que pode conter até 25% de antimonio, mas contém mais comummente percentagens de um sozinho dígito. O antimonio é também um componente de várias ligas de estaño, tais como metal de bretaña, metal antifricción e soldas de estaño-antimonio-prata usada para montar canos para água potable.

O antimonio forma um número muito grande de compostos inorgánicos. Os sulfuros predominan em natureza e estão disponíveis para o comércio como minerales processados do antimonio. Em termos das quantidades produzidas, o composto sintético mais importante do antimonio em grande parte é o trióxido (Sb2Ou3), que é utilizado por si mesmo para algumas aplicações.

Outros compostos usados em quantidades substanciais são o pentóxido (Sb2Ou5), o trisulfuro (Sb2S3) e o pentasulfuro (Sb2S5). Estes compostos utilizam-se como os retardadores do lume, nos pigmentos, estabilizadores do calor e da radiación nos plásticos e de catalizadores.

Conhecem-se todos seus trihalogenuros, SbX3, e o pentafluoruro e pentacloruro, SbX5. O trifluoruro emprega-se como fluorante. O pentafluoruro junto com HSO3F forma um sistema SbF5-FSO3H com propriedades de superácido . Com estes halogenuros podem-se preparar diferentes complexos. Conhece-se o hidruro SbH3 (estibina), mas é pouco estável e decompõe-se com muita facilidade.

Conhece-se o trióxido de antimonio, Sb2Ou3 e o pentóxido, Sb2Ou5.

Precauções

O antimonio e muitos de seus compostos são tóxicos, devendo-se ter os maiores cuidados possíveis em sua manipulação. Reage violentamente com oxidantes fortes (exemplo: halógenos, permanganatos alcalinos e nitratos) originando risco de incêndio e explosão. Reage em médio ácido com hidrógeno naciente produzindo um gás muito tóxico (estibamina). Em contacto com ácidos concentrados em quente, emite gases tóxicos (estibamina). Estes compostos formam-se em presenças de metais atacables pelo ácido que se está a usar, como por exemplo o ferro, pelo que nunca devem se empregar objectos metálicos (recipientes, pinzas, etc.) quando se limpem com ácido minerales de antimonio.[21] [22]

Sua temperatura de autoignición é 900 °C, e seu armazenamento deve realizar-se separado de alimentos e pensos, oxidantes fortes, ácidos, substâncias redutoras.ref name=shotyk>Shotyk, W.; Krachler, M.; Chen, B. (2006). «[Expressão errónea: operador < inesperado Contamination of Canadian and European bottled waters with antimony from PET containers.]». Journal of environmental monitoring : JEM 8 (2):  pp. 288–92. doi:10.1039/b517844b. ISSN 1464-0325. PMID 16470261. </ref>[23] Deve-se manejar com luvas, gafas protectoras.

Referências

  1. ↑ «Antimony Statistics and Information». United States Geological Survey (31-01-2009). Consultado o 15-04-2009.
  2. ↑ (1990) Handbook of semiconductor silicon technology, William Andrew, p. 473. ISBN 0815512376.
  3. ↑ Holmyard, E. J. (2008). Inorganic Chemistry - A Textbooks for Colleges and Schools, pp. 399–400. ISBN 9781443722537.
  4. ↑ Kiehne, Heinz Albert (2003). «Types of Alloys», Battery technology handbook, CRC Press, pp. 60–61. ISBN 9780824742492.
  5. ↑ National Research Council (1970). Trends in usage of antimony: report, National Academies, p. 50.
  6. ↑ Williams, Robert S. (2007). Principles of Metallography, Read books, pp. 46–47. ISBN 9781406746716.
  7. ↑ Hull, Charles (1992). Pewter, Osprey Publishing, pp. 1–5. ISBN 9780747801528.
  8. ↑ Sunan Abu-Dawud (Ahmad Hasan translation). Book 32, Number 4050.
  9. ↑ Maiti,, C. K. (2008). Selected Works of Professor Herbert Kroemer, World Scientific, 2008, p. 101. ISBN 9812709010.
  10. ↑ Ipser, H.; Flandorfer, H.; Luef, Ch.; Schmetterer, C.; Saeed, Ou. (2007). «[Expressão errónea: operador < inesperado Thermodynamics and phase diagrams of lead-free solder materials]». Journal of Materials Science: Materials in Electronics 18:  pp. 3–17. doi:10.1007/s10854-006-9009-3. 
  11. ↑ «Metals Used in Coins and Medals». ukcoinpics.co.uk. Consultado o 16-10-2009.
  12. ↑ (1998) Priesner, Claus and Figala, Karin (ed.). Alchemie. Lexikon einer hermetischen Wissenschaft (em German), C.H. Beck.
  13. ↑ Pliny, Natural history, 33.33; W.H.S. Jones, the Loeb Classical Library translator, supplies a note suggesting the identifications.
  14. ↑ The fragment was presented in a lecture in 1892. One contemporary commented, "we only know of antimony at the present day as a highly brittle and crystalline metal, which could hardly bê fashioned into a useful vase, and therefore this remarkable 'find' must represent the lost art of rendering antimony malleable." Moorey, P. R. S. (1994). Ancient Mesopotamian Materials and Industries: the Archaeological Evidence, Clarendon Press, p. 241.
  15. ↑ Albright, W. F. (1918). «Notes on Egypto-Semitic Etymology. II». The American Journal of Semitic Languages and Literatures 34 (4):  p. 230. http://links.jstor.org/sici?sici=1062-0516%28191807%2934%3A4%3C215%3ANOEEI%3E2.0.CO%3B2-J. 
  16. ↑ Sarton, George (1935). «Review of A o-morchid fi'l-kohhl, ou Lhe guide d'oculistique, translated by Max Meyerhof» (em French). Isis 22 (2):  p. 541. http://links.jstor.org/sici?sici=0021-1753%28193502%2922%3A2%3C539%3A%28FOLGD%3E2.0.CO%3B2-L.  quotes Meyerhof, the translator of the book tenho is reviewing.
  17. ↑ LSJ, s.v., vocalisation, spelling, and declension vary; Endlich, p.28; Celsus, 6.6.6 ff; Pliny Natural History 33.33; Lewis and Short: Latin Dictionary. OED, s. "antimony".
  18. ↑ Lippman, p.643-5
  19. ↑ other possibilities include Athimar, the Arabic name of the metal, and a hypothetical *as-stimmi, derived from or parallel to the Greek. Endlich, p.28; one of the advantages of as-stimmi would bê that it tens a whole syllable in common with antimonium.
  20. ↑ Peng, J (2003). «[Expressão errónea: operador < inesperado Samarium–neodymium isotope systematics of hydrothermal calcites from the Xikuangshan antimony deposit (Hunan, Chinesa): the potential of calcite as a geochronometer]». Chemical Geology 200:  pp. 129. doi:10.1016/S0009-2541(03)00187-6. 
  21. ↑ Hansen, Claus (17. February 2010). «Elevated antimony concentrations in commercial juices». Journal of Environmental Monitoring. Consultado o 01-03-2010.
  22. ↑ Borland, Sophie (1. March 2010). «Fruit juice cancer warning as scientists find harmful chemical in 16 drinks». Daily Mail. Consultado o 01-03-2010.
  23. ↑ «London Free Press:». Lfpress.com. Consultado o 12-09-2008.

Notas

  1. ↑ No Reino Unido, a vogal variável /ɵ/ pronuncia-se geralmente como uma schwa [ə]; Nos Estados Unidos pronuncia-se como uma omega [ouʊ].
  2. ↑ O uso do símbolo "feminino" também poderia revelar um jogo de palavras satírico nesta origem

Enlaces externos

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