Stiban

Strukturformel
Allgemeines
Name	Stiban
Andere Namen	Antimonhydrid Antimontrihydrid Antimonwasserstoff Monostiban Stibin
Summenformel	SbH3
Kurzbeschreibung	farbloses, unangenehm faulig riechendes Gas[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 7803-52-3 EG-Nummer (Listennummer) 620-578-3 ECHA-InfoCard 100.149.507 PubChem 9359 ChemSpider 8992 Wikidata Q59712
Eigenschaften
Molare Masse	124,77 g·mol^−1
Aggregatzustand	gasförmig
Dichte	2,16 g·cm^−3 (flüssig, −17 °C)[1]
Schmelzpunkt	−88,5 °C[1]
Siedepunkt	−17 °C[1]
Dampfdruck	82,8 kPa (−23 °C)[2]
Löslichkeit	wenig löslich in Wasser (200 ml·l^−1)[1] löslich in Ethanol und Kohlenstoffdisulfid[3]
Dipolmoment	0,4·10^−30 C·m[4]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung[1] Gefahr H- und P-Sätze H: 220​‐​280​‐​330​‐​411 EUH: 071 P: 210​‐​260​‐​264​‐​270​‐​273​‐​304+340+315[1]
MAK	Schweiz: 0,1 ml·m^−3 bzw. 0,5 mg·m^−3[5]
Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf^0	145 kJ/mol[4]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa).

Stiban (Monostiban oder Antimonwasserstoff, veraltet auch als Stibin bezeichnet), chemische Formel SbH₃, ist ein farbloses, übelriechendes und äußerst giftiges Gas, das bei der Auflösung von salzartigen Antimoniden in Wasser und verdünnten Säuren entsteht.

Geschichte

Die Verbindung wurde erstmals im Jahr 1837 unabhängig voneinander von den Chemikern Lewis Thomson und Christoph Heinrich Pfaff entdeckt.[6][7][8]

Gewinnung und Darstellung

Stiban wird aus löslichen Antimonverbindungen und naszierendem Wasserstoff gewonnen. So entsteht bei der Reaktion von Antimon(III)-hydroxid mit naszierendem Wasserstoff Stiban und Wasser. Zuvor wird der naszierende Wasserstoff zum Beispiel mit Zink und Salzsäure gewonnen.[9]

${\displaystyle \mathrm {Zn+2\ HCl\longrightarrow 2\ H_{nasc}+ZnCl_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {Sb(OH)_{3}+6\ H_{nasc}\to SbH_{3}+3\ H_{2}O} }$

Eine andere Möglichkeit besteht darin, Magnesiumantimonid in einem Überschuss verdünnter Salzsäure zu lösen.

${\displaystyle \mathrm {Mg_{3}Sb_{2}+6\ HCl\to 2\ SbH_{3}+3\ MgCl_{2}} }$

Beide Methoden bringen jedoch den Nachteil mit sich, dass das entstehende Gas hauptsächlich aus Wasserstoff besteht. Durch Abkühlen des Gases auf unter −17 °C kann dieser jedoch abgetrennt werden, da Stiban bei dieser Temperatur kondensiert.

Eine Methode, die diesen Nachteil nicht mit sich bringt, ist die Hydrierung von Antimon(III)-chlorid mittels Natriumborhydrid in salzsaurer Lösung.[3]

${\displaystyle \mathrm {SbCl_{3}+3\ NaBH_{4}\longrightarrow \ SbH_{3}+3\ NaCl+3\ BH_{3}} }$

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Der Schmelzpunkt liegt bei −88 °C, der Siedepunkt bei −17 °C. Die Gibbs-Energie ${\displaystyle \Delta _{f}G_{g}^{0}}$ beträgt 148 kJ/mol, die Standardentropie ${\displaystyle S_{g}^{0}}$ 233 J/(mol·K) und die Wärmekapazität ${\displaystyle C_{pg}^{0}}$ 41 J/(mol·K).[4] Stiban ist ein pyramidales Molekül mit den drei Wasserstoff-Atomen an der dreieckigen Pyramidenbasis und dem Antimon-Atom an der Pyramidenspitze. Die Winkel H-Sb-H betragen 91,7°, der Abstand Sb-H beträgt 1,707 Å.

Chemische Eigenschaften

Die chemischen Eigenschaften des Stibans ähneln dem Arsenwasserstoff. Typisch für ein Schwermetallhydrid ist Stiban instabiler als die jeweiligen Elemente. Bei Raumtemperatur zerfällt das Gas langsam, bei 200 °C jedoch sehr schnell. Dieser Prozess verläuft autokatalytisch und unter Umständen explosiv.

${\displaystyle \mathrm {2SbH_{3}\to 3H_{2}+2Sb} }$

Mit starken Basen lässt sich Stiban unter Bildung von Antimoniden deprotonieren.

Verwendung

Stiban wird in der Halbleiterindustrie zur n-Dotierung von Silicium verwendet.

Sicherheitshinweise

Aufgrund der hohen Toxizität und der leichten Entflammbarkeit ist beim Umgang mit Stiban Vorsicht geboten. Es sollte mit Schutzkleidung und Schutzmaske, fernab von offenen Flammen und Funkenbildung gehandhabt werden.

Einatmen von Stiban kann zu Husten, Übelkeit, Hals- und Kopfschmerzen, Mattigkeit, blutigem Urin und zu Atemnot führen. Es können Schädigungen des Blutes, der Leber, der Nieren und des Zentralnervensystems auftreten, die zum Tod führen können.

Aufgrund der Instabilität sollte Stiban möglichst nicht gelagert werden.

Nachweis

Stiban lässt sich mit der Marsh’schen Probe nachweisen. Hierzu wird Stiban, vermischt mit Wasserstoff, durch ein dünnes, zu einer Spitze ausgezogenes Glasrohr geleitet, und am Ende abgefackelt. Dabei wird das Glasrohr mit einem Bunsenbrenner erhitzt, wobei sich bei Anwesenheit von Stiban im Glasrohr ein Antimonspiegel bildet. Der Antimonspiegel unterscheidet sich von einem Arsenspiegel durch seine dunklere Farbe, außerdem ist er in Natriumhypochloritlösung unlöslich und färbt sich mit Polysulfidlösung orange.

Literatur

• A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9.
• G. Jander, E. Blasius: Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen Chemie. 15. Auflage. S. Hirzel Verlag, Stuttgart/Leipzig 2002, ISBN 3-7776-1146-8.
• Eintrag zu Antimonwasserstoff. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 13. Juni 2014.

Weblinks

Commons: Stiban – Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien

Einzelnachweise

1. Eintrag zu Antimonwasserstoff in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 8. Januar 2021. (JavaScript erforderlich)
2. L. Berka, T. Briggs, M. Millard, W. Jolly: The preparation of stibine and the measurement of its vapour pressure. In: Journal of Inorganic and Nuclear Chemistry. 14, 1960, S. 190–194, doi:10.1016/0022-1902(60)80257-6.
3. Eintrag zu Antimonwasserstoff. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 13. Juni 2014.
4. G.H. Aylward, T.J.V. Findlay: Datensammlung Chemie in SI-Einheiten. 3. Auflage. Wiley-VCH, 1999, ISBN 3-527-29468-6.
5. Schweizerische Unfallversicherungsanstalt (Suva): Grenzwerte – Aktuelle MAK- und BAT-Werte (Suche nach 7803-52-3 bzw. Stiban), abgerufen am 2. November 2015.
6. Rolf Werner Soukup: Chemiegeschichtliche Daten anorganischer Substanzen, Version 2020, S. 144 pdf.
7. L. Thompson: Über Antimonwasserstoffgas nebst einigen Bemerkungen über Marshsneue Methode das Arsenik zu entdecken in J. prakt. Chem. 11 (1837) 369–371.
8. C.H. Pfaff: Ueber Antimonwasserstoffgas und die davon abhängige Unsicherheit des neuerlich von James Marsh entdeckten Verfahrens zur Entdeckung des Arseniks in mehreren wichtigen Fällen in Annalen der Physik 118 (1837) 339–347.
9. Praktikum Anorganische Chemie/ Zinn – Wikibooks, Sammlung freier Lehr-, Sach- und Fachbücher. Abgerufen am 27. August 2018.