銻化氫 - Wikiwand
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銻化氫

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銻化氫
英文名 Stibine
別名 氫化銻,三氫化銻
識別
CAS號 7803-52-3  ☒N
ChemSpider 8992
SMILES
InChI
InChIKey OUULRIDHGPHMNQ-LQMOCBGJAH
Gmelin 795
ChEBI 30288
性質
化學式 H3Sb
摩爾質量 124.784 g·mol⁻¹
外觀 無色氣體
密度 (g.) 5.48 * 103
熔點 −88 °C
沸點 −17 °C
溶解性(其他溶劑) 不可溶
結構
分子構型 三角錐
危險性
歐盟危險性符號
有害 Xn
危害環境N
警示術語 R:R20/22, R50/53
安全術語 S:S2, S61
NFPA 704
4
4
3
 
閃點 可燃氣體
相關物質
相關氫化物 磷化氫砷化氫鉍化氫
相關化學品 三苯基銻
若非註明,所有數據均出自一般條件(25 ℃,100 kPa)下。

銻化氫又稱,是化學式為SbH3化合物,是具有惡臭氣味的無色劇毒氣體,不穩定。與同類,是主要的氫化物。其為三角錐結構,H–Sb–H 鍵角為 91.7°,Sb–H 鍵長 1.707Å(170.7pm)。

製備和性質

銻化氫通常由 Sb3+ 與含負氫的化合物反應製備:[1]

2 Sb2O3 + 3 LiAlH4 → 4 SbH3 + 1.5 Li2O + 1.5 Al2O3
SbCl3 + 3/4 NaBH4 → SbH3 + 0.75 NaCl + 0.75 BCl3

除此之外,也可通過 Sb3− 與含質子的試劑(甚至)反應製備銻化氫:

Na3Sb + 3 H2O → SbH3 + 3 NaOH

銻化氫的化學性質與砷化氫很相像,[2] 分解為氫氣和銻,在容器壁上形成一層明亮的銻鏡,銻鏡不溶於次氯酸鈉溶液,可以以此反應來分別砷和銻。

重金屬氫化物一般不很穩定(如 AsH3,H2Te,SnH4),SbH3 亦是如此。銻化氫室溫緩慢分解,200 °C 時的速率則非常快:

2 SbH3 → 3 H2 + 2 Sb

該反應是自催化反應,可能爆炸。

SbH3氧氣很快氧化

2 SbH3 + 3 O2 → Sb2O3 + 3 H2O

SbH3 不呈鹼性。但可被氨基鈉去質子化:

SbH3 + NaNH2 → NaSbH2 + NH3

用途

銻化氫可被用於半導體工業,化學氣相沉積(CVD)中摻雜少量的銻。有報道稱銻化氫可以作熏蒸劑,但顯然與更常見的 PH3 相比,SbH3 的不穩定性及相對複雜的製法使其應用受限。

歷史

由於 Sb 與 As 同族,在馬氏試砷法中也檢測到了銻化氫的存在。[2] 該法於1836年被 James Marsh 發現,是利用樣品與無砷及稀硫酸反應,若樣品含砷,則氣態的砷化氫通過熱管時(250–300 °C)會分解為黑色的砷鏡;若樣品含銻,則在管不被加熱的地方都會出現黑色的銻鏡。

1837年 Lewis Thomson 和 Pfaff 分別獨立發現了銻化氫。由於銻化氫的合成方法複雜,因此銻化氫的毒性在很久之後才被確定清楚。1876年 Francis Jones 檢驗了幾條合成銻化氫的路線,[3] 但直到1901年 Alfred Stock 才確定了銻化氫的大部分化學性質。[4][5]

安全

SbH3 是不穩定的易燃氣體。銻化氫極毒,老鼠LC50為100ppm。但幸運的是,正是由於它的不穩定,使得銻化氫的污染大大減少。

毒理學

銻化氫的毒性與其他銻化合物不同,但與砷化氫類似。[6] 銻化氫可與紅細胞中的血紅蛋白結合,從而失去載氧功能。大多數銻化氫中毒都包含砷化氫中毒,儘管動物學實驗已經證明兩者毒性相差不大。中毒症狀,如頭痛眩暈和噁心,及溶血性貧血(高濃度的非結合膽紅素)、血紅素尿和腎病,有可能在接觸數小時才顯現出來。

參考文獻

  1. ^ Bellama, J. M.; MacDiarmid, A. G. Synthesis of the Hydrides of Germanium, Phosphorus, Arsenic, and Antimony by the Solid-Phase Reaction of the Corresponding Oxide with Lithium Aluminum Hydride. Inorg. Chem. 1968, 7: 2070–2. doi:10.1021/ic50068a024. 
  2. ^ 2.0 2.1 Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001
  3. ^ Francis Jones. On stibine. Journal of the Chemical Society. 1876, 29 (2): 641. doi:10.1039/JS8762900641. 
  4. ^ Alfred Stock, Walther Doht. Die Reindarstellung des Antimonwasserstoffes. Berichte der deutschen chemischen Gesellschaft. 1901, 34 (2): 2339–2344. doi:10.1002/cber.190103402166. 
  5. ^ Alfred Stock, Oskar Guttmann. Ueber den Antimonwasserstoff und das gelbe Antimon. Berichte der deutschen chemischen Gesellschaft. 1904, 37 (1): 885–900. doi:10.1002/cber.190403701148. 
  6. ^ Institut national de recherche et de sécurité (INRS), Fiche toxicologique n° 202 : Trihydrure d'antimoine, 1992.

參見

外部連結

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