Stiban

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

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]

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

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.

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.

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

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.

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.

• 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.

1. ↑ ^{a b c d e f g} 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. ↑ ^{a b} Eintrag zu Antimonwasserstoff. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 13. Juni 2014.
4. ↑ ^{a b c} 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 Bermerkungen 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.