Antimonio para niños
Datos para niños Estaño ← Antimonio → Telurio |
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| Tabla completa • Tabla ampliada | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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| Información general | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Nombre, símbolo, número | Antimonio, Sb, 51 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Serie química | Metaloides | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Grupo, período, bloque | 15, 5, p | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Masa atómica | 121,760 u | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Configuración electrónica | [Kr] 4d10 5s2 5p3 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Dureza Mohs | 3 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Electrones por nivel | 2, 8, 18, 18, 5 (imagen) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Apariencia | Gris plateado | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Propiedades atómicas | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Radio medio | 145 pm | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Electronegatividad | 2,05 (escala de Pauling) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Radio atómico (calc) | 133 pm (radio de Bohr) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Radio covalente | 138 pm | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Radio de van der Waals | 206 pm | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Estado(s) de oxidación | ±3, 5 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Óxido | acidez media | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 1.ª energía de ionización | 834 kJ/mol | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 2.ª energía de ionización | 1594,9 kJ/mol | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 3.ª energía de ionización | 2440 kJ/mol | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 4.ª energía de ionización | 4260 kJ/mol | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 5.ª energía de ionización | 5400 kJ/mol | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 6.ª energía de ionización | 10 400 kJ/mol | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Líneas espectrales |
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| Propiedades físicas | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Estado ordinario | Sólido | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Densidad | 6697 kg/m3 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Punto de fusión | 903,78 K (631 °C) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Punto de ebullición | 1860 K (1587 °C) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Entalpía de vaporización | 77,14 kJ/mol | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Entalpía de fusión | 19,87 kJ/mol | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Presión de vapor | 2,49 × 10-9 Pa a 6304 K | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Varios | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Estructura cristalina | romboédrica | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Calor específico | 210 J/(kg·K) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Conductividad eléctrica | 2,88 × 106 S/m | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Conductividad térmica | 24,3 W/(m·K) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Velocidad del sonido | Sin datos m/s a 293,15 K (20 °C) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Isótopos más estables | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Artículo principal: Isótopos del antimonio | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Valores en el SI y condiciones normales de presión y temperatura, salvo que se indique lo contrario. | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
El antimonio es un elemento químico con el número atómico 51. Se encuentra en el grupo 15 de la tabla periódica de los elementos y se clasifica como un metaloide. Su símbolo es Sb, que viene del latín stibium. El antimonio se encuentra principalmente en un mineral llamado estibina.
Este elemento tiene cuatro formas diferentes, llamadas alotrópicas. La forma más común y estable es un metal de color blanco azulado. Las otras formas, el antimonio negro y el amarillo, son menos estables y no son metálicas. El antimonio se usa mucho en aleaciones con otros metales. También se utiliza en productos que necesitan ser resistentes al fuego, en pinturas, cerámicas, esmaltes, para hacer el caucho más fuerte y en fuegos artificiales.
Contenido
¿Qué es el Antimonio?
El antimonio, en su forma más básica, es un sólido cristalino. Es un material que se puede fundir, pero es bastante quebradizo. Tiene un color blanco plateado y no conduce muy bien la electricidad ni el calor. Además, se evapora a temperaturas bajas.
Aunque se parece a los metales por su aspecto y algunas propiedades físicas, el antimonio se comporta como un no metal en sus reacciones químicas. Puede ser afectado por ácidos fuertes y otros elementos como los halógenos.
Se calcula que el antimonio es un elemento poco común en la corteza terrestre, con una presencia de 0,2 a 0,5 partes por millón (ppm). A menudo se encuentra junto a azufre y otros metales como el plomo, el cobre y la plata.
Un Viaje en el Tiempo: La Historia del Antimonio
Los estudios de arqueología nos muestran que el antimonio y sus compuestos se han usado por los humanos durante al menos 6000 años. En la antigüedad, un mineral de antimonio llamado antimonita (Sb2S3) era el ingrediente principal del "kohl". Esta era una pasta negra que los egipcios y otras culturas usaban como maquillaje para los ojos. Los babilonios también sabían cómo obtener antimonio y lo usaban para decorar vasijas.
El alquimista Basil Valentine (1565-1624) fue uno de los primeros en describir cómo extraer antimonio de sus minerales. Lo hizo en su libro "El carro triunfal del antimonio".
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El nombre "antimonio" viene de una palabra árabe, "al-ithmīd", que a su vez viene de la palabra latina stibium. Otra idea es que el nombre "antimonio" viene de las palabras latinas "anti" (miedo) y "mono" (solo), lo que podría referirse a que rara vez se encuentra solo en la naturaleza.
Después de que se inventó la imprenta en el siglo XVI, el antimonio se usó para hacer los tipos de imprenta. Cuando el antimonio líquido se enfría, tiene una propiedad especial: se expande al volverse sólido. Esto le permite llenar muy bien los moldes, creando piezas con bordes muy definidos. Por eso, era perfecto para los tipos de imprenta. En el siglo XIX, una aleación de antimonio con zinc se usaba para hacer cubiertos y candelabros.
Más tarde, con la invención de las baterías eléctricas, se descubrió que añadir antimonio al plomo hacía que las baterías duraran mucho más. Durante la Primera Guerra Mundial, la producción de antimonio aumentó mucho porque se usaba en armas. Este elemento hace que el plomo y el estaño sean mucho más duros y resistentes. Con el crecimiento de la industria automovilística, el uso del antimonio siguió aumentando.
¿Para Qué Usamos el Antimonio Hoy?
El antimonio es cada vez más importante en la industria de los semiconductores. Se usa para fabricar diodos, detectores infrarrojos y otros dispositivos electrónicos.
Cuando se mezcla con otros metales en aleaciones, el antimonio aumenta mucho su dureza y resistencia. Se usa en aleaciones como el peltre y el metal antifricción (con estaño).
Algunos usos específicos del antimonio incluyen:
- Baterías y acumuladores.
- Tipos de imprenta.
- Recubrimiento de cables.
- Cojinetes y rodamientos.
Los compuestos de antimonio, como sus óxidos y sulfuros, se usan para hacer materiales resistentes al fuego, esmaltes, vidrios, pinturas y cerámicas. El trióxido de antimonio es muy importante como retardante de llama en ropa, juguetes y tapicerías.
Usos en Metales
Desde el siglo XX, las baterías de plomo y ácido son muy comunes. Se usan en vehículos y como baterías industriales. El antimonio se añade al plomo en estas baterías para que sean más resistentes a la corrosión.
El antimonio también es un ingrediente clave en muchas soldaduras blandas, que son las que se funden a temperaturas bajas. Estas soldaduras pueden tener entre 0,5 y 3% de antimonio. Su función es hacer la soldadura más fuerte y evitar que el estaño se degrade a bajas temperaturas.
Históricamente, el antimonio se usaba para endurecer el plomo en la munición. Sin embargo, debido a la contaminación por plomo, en algunos lugares como Estados Unidos se ha reemplazado por aleaciones de tungsteno.
Las aleaciones de plomo con 2 a 8% de antimonio son resistentes al clima y a la corrosión. Por eso se usan en la construcción de canales y barreras contra la humedad. En la industria química, las aleaciones con 4 a 15% de antimonio protegen contra ciertos productos químicos, como el ácido sulfúrico.
El metal para los caracteres tipográficos se hace con una aleación de plomo, antimonio y estaño. El plomo facilita la fusión, y el antimonio le da resistencia para que no se deforme al imprimir. Por ejemplo, una aleación común para tipos de imprenta es 75% plomo, 20% antimonio y 5% estaño. Pequeñas cantidades de antimonio muy puro se usan en los DVD.
Usos No Metálicos
La punta de los fósforos de seguridad contiene trisulfuro de antimonio. El trióxido de antimonio se añade a los plásticos para que sean resistentes al fuego. Esto reduce la cantidad de otros químicos necesarios y el costo.
Muchos plásticos se dañan con el calor y la luz ultravioleta. Para protegerlos, se añaden estabilizadores. El antimonio se ha usado desde los años 1950 como un estabilizador eficaz para el PVC.
El trióxido de antimonio también se usa como catalizador para fabricar PET, un plástico común en botellas y envases. Aunque el dióxido de germanio da un PET más transparente, el trióxido de antimonio es más económico.
Antes, el trióxido de antimonio se usaba como pigmento blanco en pinturas exteriores por su resistencia. Pero al descubrirse que es tóxico, fue reemplazado por el dióxido de titanio. Todavía se usa en pequeñas cantidades para mantener la intensidad del color en pinturas, como el amarillo de los autobuses escolares.
Los pigmentos conductores de electricidad hechos de óxido de estaño con antimonio se usan en capas plásticas para proteger dispositivos electrónicos de la electricidad estática.
En el pasado, el antimonio se usaba en medicina por sus propiedades para ayudar a expulsar flemas, provocar el vómito y como laxante. Incluso se escribieron libros sobre sus usos médicos. Sin embargo, en 1866 fue declarado oficialmente veneno. Hoy en día, algunas sales de antimonio se mencionan como tratamiento inicial para la leishmaniasis.
Antimonio y el Ambiente
El antimonio llega al ambiente de forma natural y por actividades industriales. En el aire, se adhiere a partículas pequeñas y puede permanecer allí por días. La mayor parte del antimonio en el aire termina en el suelo, donde se une fuertemente a partículas con hierro, manganeso o aluminio.
Respirar altos niveles de antimonio por mucho tiempo puede irritar los ojos y los pulmones, y causar problemas respiratorios, cardíacos y estomacales. El límite seguro de antimonio en el aire en el trabajo es de 0,5 miligramos por metro cúbico (mg/m³) por un día de 8 horas. En Europa, el nivel máximo permitido de antimonio en el agua potable es de 0,006 ppm.
En las ciudades, la principal fuente de antimonio en el aire es la quema de combustibles fósiles en vehículos, centrales eléctricas e incineradores.
Según la Agencia de Protección del Ambiente (EPA) de Estados Unidos, entre 1993 y 2005, las industrias estadounidenses liberaron más de 900 toneladas de antimonio al suelo y unas 25 toneladas al agua cada año. La mayor parte de esto proviene de fundiciones de cobre y otros metales. También hay preocupación en Europa por el antimonio que se filtra de productos plásticos desechados, como pigmentos y retardantes de llama. Esto ha llevado a usar otros estabilizadores en Europa, Estados Unidos y Japón. Se cree que China es el país que más antimonio libera a la atmósfera, ya que tiene las minas más grandes del mundo.
¿Cómo se Obtiene el Antimonio?
El antimonio se encuentra en la naturaleza en varios minerales, aunque no es muy abundante. A veces se encuentra puro, pero lo más común es hallarlo en forma de sulfuros, siendo la antimonita (Sb2S3) su principal mineral.
Para obtener antimonio, se puede calentar el sulfuro de antimonio para convertirlo en óxido de antimonio (III) (Sb2O3). Luego, este óxido se puede reducir con coque (un tipo de carbón) para obtener antimonio puro:
- 2Sb2O3 + 3C → 4Sb + 3CO2
También se puede obtener antimonio directamente del sulfuro usando chatarra de hierro:
- Sb2S3 + 3Fe → 2Sb + 3FeS
| 1. |  China |
89 000 |
| 2. |  Rusia |
30 000 |
| 3. |  Tayikistán |
28 000 |
| 4. |  Birmania |
6000 |
| 5. |  Bolivia |
3000 |
| 6. |  Turquía |
2400 |
| 7. | .svg){kind=small} Australia |
2030 |
| 8. |  Irán |
500 |
| 9. |  Vietnam |
310 |
| 10. |  México |
300 |
| 10. |  Kazajistán |
300 |
Fuente: USGS. NOTA: No se han publicado datos de Estados Unidos.
Compuestos del Antimonio
Los estados de oxidación más comunes del antimonio son 3 y 5.
El "antimonio crudo" se refiere al mineral que contiene más del 90% de antimonio. El antimonio refinado es la forma estable que conocemos.
Existen otras formas de antimonio, como el antimonio amarillo o alfa-antimonio. Este se forma al reaccionar ozono con estibamina líquida a -90 °C. Es muy inestable y se convierte fácilmente en antimonio negro a temperaturas más altas. El antimonio negro, a su vez, se oxida en el aire y se transforma en el antimonio común. Una cuarta forma es el antimonio explosivo, que se crea por electrólisis del cloruro de antimonio. Esta forma puede explotar si se calienta a 475 K. Algunos estudios sugieren que el antimonio amarillo podría ser antimonio impuro, no una forma pura.
Debido a su dureza, fragilidad y falta de maleabilidad, el antimonio puro no se usa mucho como metal, excepto en pequeñas cantidades para adornos o dispositivos semiconductores. Sin embargo, es un componente importante en muchas aleaciones de plomo y estaño.
La mayoría del antimonio metálico se usa en aleaciones de plomo, como en baterías o cubiertas de cables. Estas aleaciones pueden contener hasta un 25% de antimonio, pero lo más común es que tengan un porcentaje menor. El antimonio también está presente en aleaciones de estaño, como el metal de Bretaña y las soldaduras de estaño-antimonio-plata.
El antimonio forma muchos compuestos inorgánicos. Los sulfuros son los más comunes en la naturaleza y se comercializan como minerales procesados. El compuesto sintético más importante es el trióxido de antimonio (Sb2O3), que se usa en varias aplicaciones. Otros compuestos importantes son el pentóxido (Sb2O5), el trisulfuro (Sb2S3) y el pentasulfuro (Sb2S5). Estos se usan como retardantes de llama, en pigmentos, estabilizadores en plásticos y como catalizadores.
Se conocen todos sus trihalogenuros (SbX3) y los pentafluoruro y pentacloruro (SbX5). El trifluoruro se usa para añadir flúor a otras sustancias. El pentafluoruro, junto con HSO3F, forma un superácido. También se conoce el hidruro estibamina (SbH3), pero es muy inestable.
Precauciones al Usar Antimonio
El antimonio y muchos de sus compuestos son tóxicos. Por eso, es muy importante manejarlos con mucho cuidado.
Reacciona de forma fuerte con sustancias oxidantes (como halógenos o nitratos), lo que puede causar riesgo de incendio o explosión. Si el antimonio reacciona en un ambiente ácido con hidrógeno, produce un gas muy tóxico llamado estibamina. Esto puede ocurrir si se usan objetos metálicos (como recipientes o pinzas) para limpiar minerales de antimonio con ácido. Por lo tanto, nunca se deben usar objetos metálicos en estas situaciones.
La temperatura a la que el antimonio se enciende por sí solo es de 900 °C. Debe guardarse lejos de alimentos, piensos, oxidantes fuertes, ácidos y sustancias reductoras. Al manipularlo, siempre se deben usar guantes y gafas protectoras.
Véase también
En inglés: Antimony Facts for Kids
