O antimônio é sintetizado nas estrelas principalmente pelo processo s (captura lenta de nêutrons) em estrelas da fase assintótica das gigantes (AGB), com contribuições menores do processo r (captura rápida de nêutrons) durante supernovas e fusões de estrelas de nêutrons. Os dois isótopos estáveis do antimônio são produzidos por esses processos.
A abundância cósmica do antimônio é extremamente baixa, cerca de 3×10⁻¹¹ vezes a do hidrogênio em número de átomos, tornando-o um dos elementos mais raros do universo. Essa raridade extrema é explicada por vários fatores: o antimônio possui um número ímpar de prótons (Sb, Z = 51), tornando-o menos estável que os elementos pares, e está localizado em uma região desfavorável da curva de estabilidade nuclear.
As linhas espectrais do antimônio neutro (Sb I) e ionizado (Sb II) são extremamente difíceis de observar nos espectros estelares devido à muito baixa abundância cósmica desse elemento. No entanto, traços de antimônio foram detectados em algumas estrelas quimicamente peculiares ultraenriquecidas em elementos do processo s, permitindo o estudo dos processos de nucleossíntese em estrelas AGB evoluídas.
O antimônio é conhecido desde a Antiguidade, embora muitas vezes confundido com outras substâncias. Os egípcios usavam o sulfeto de antimônio natural (estibinita, Sb₂S₃) desde 3000 a.C. como cosmético preto para os olhos (kohl). Os babilônios e assírios também empregavam o antimônio em maquiagens e corantes. O nome antimônio provavelmente deriva do árabe ithmid ou al-'ithmid, que designa a estibinita.
A etimologia popular às vezes atribui o nome a uma combinação latina anti-monachum (contra os monges), sugerindo que o antimônio era tóxico para os monges, mas essa origem é provavelmente suposta. O símbolo químico Sb vem do latim stibium, antigo nome da estibinita.
O antimônio metálico era conhecido na Idade Média, embora sua preparação estivesse envolta em mistério alquímico. O monge beneditino alemão Basile Valentin (1394-1450) descreveu (datas incertas, século XV) em seus escritos alquímicos várias preparações de antimônio e suas propriedades. Sua obra "O Carro Triunfal do Antimônio" (publicada por volta de 1604) detalhava os métodos de purificação e os usos medicinais do antimônio.
O reconhecimento do antimônio como um elemento químico distinto ocorreu gradualmente no século XVIII. Antoine Lavoisier (1743-1794) incluiu-o em sua lista de elementos químicos em 1789. O antimônio foi produzido industrialmente em quantidades significativas a partir do século XIX, principalmente para metalurgia e pigmentos.
O antimônio está presente na crosta terrestre em uma concentração média de cerca de 0,2 ppm, tornando-o relativamente raro, cerca de 10 vezes mais raro que o estanho, mas 10 vezes mais abundante que a prata. O principal minério de antimônio é a estibinita (Sb₂S₃), contendo cerca de 71% de antimônio. Minerais secundários incluem a valentinita (Sb₂O₃), a senarmontita (Sb₂O₃ cúbica) e a kermesita (Sb₂S₂O).
A produção mundial de antimônio é de aproximadamente 150.000 a 180.000 toneladas por ano. A China domina massivamente a produção com cerca de 60-70% do total mundial, seguida pela Rússia, Tajiquistão, Bolívia e África do Sul. Essa extrema concentração da produção na China faz do antimônio um material altamente estratégico e vulnerável a perturbações geopolíticas.
O antimônio é considerado um material crítico pela União Europeia, Estados Unidos e outras economias importantes devido à sua importância para a segurança contra incêndios e baterias, combinada com a extrema concentração geográfica de sua produção. A reciclagem do antimônio é modesta, representando cerca de 10-15% da oferta, principalmente recuperado de baterias de chumbo usadas. A taxa de reciclagem é limitada pela diluição do antimônio nas ligas e pelas dificuldades técnicas de recuperação.
O antimônio (símbolo Sb, número atômico 51) é um metaloide do grupo 15 da classificação periódica, junto com o nitrogênio, fósforo, arsênio e bismuto. Seu átomo possui 51 prótons, geralmente 70 nêutrons (para o isótopo mais abundante \(\,^{121}\mathrm{Sb}\)) e 51 elétrons com a configuração eletrônica [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p³.
O antimônio é um sólido cinza-prateado brilhante com brilho metálico, mas suas propriedades são intermediárias entre metais e não metais, justificando sua classificação como metaloide. Tem uma densidade de 6,69 g/cm³, tornando-o moderadamente pesado. O antimônio cristaliza em uma estrutura romboédrica semelhante à do arsênio. É quebradiço e friável, pulverizando-se facilmente, e não pode ser laminado nem estirado.
O antimônio funde a 631 °C (904 K) e ferve a 1587 °C (1860 K). Uma propriedade única e valiosa do antimônio é que ele se expande ao solidificar (expansão volumétrica de cerca de 1,7%), um comportamento raro compartilhado com a água, o bismuto e o gálio. Essa propriedade foi historicamente explorada para a fabricação de caracteres de impressão nítidos e precisos.
O antimônio é um mau condutor de calor e eletricidade, uma propriedade característica dos metaloides. Tem uma resistência elétrica cerca de 400 vezes maior que a do cobre. O antimônio resiste bem à corrosão atmosférica à temperatura ambiente, mas oxida lentamente no ar úmido.
Ponto de fusão do antimônio: 904 K (631 °C).
Ponto de ebulição do antimônio: 1860 K (1587 °C).
O antimônio expande-se cerca de 1,7% ao solidificar, uma propriedade rara e valiosa.
| Isótopo / Notação | Prótons (Z) | Nêutrons (N) | Massa atômica (u) | Abundância natural | Meia-vida / Estabilidade | Decaimento / Observações |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Antimônio-121 — \(\,^{121}\mathrm{Sb}\,\) | 51 | 70 | 120,903815 u | ≈ 57,21% | Estável | Isótopo estável mais abundante do antimônio, representando mais da metade do total. |
| Antimônio-123 — \(\,^{123}\mathrm{Sb}\,\) | 51 | 72 | 122,904214 u | ≈ 42,79% | Estável | Segundo isótopo estável do antimônio, representando mais de dois quintos do total. |
| Antimônio-124 — \(\,^{124}\mathrm{Sb}\,\) | 51 | 73 | 123,905935 u | Sintético | ≈ 60,2 dias | Radioativo (β⁻). Produto de ativação em reatores nucleares, usado como traçador. |
| Antimônio-125 — \(\,^{125}\mathrm{Sb}\,\) | 51 | 74 | 124,905253 u | Sintético | ≈ 2,76 anos | Radioativo (β⁻). Produto de fissão e ativação, usado em radiografia industrial. |
N.B.:
Camadas eletrônicas: Como os elétrons são organizados ao redor do núcleo.
O antimônio tem 51 elétrons distribuídos em cinco camadas eletrônicas. Sua configuração eletrônica completa é: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s² 5p³, ou de maneira simplificada: [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p³. Essa configuração também pode ser escrita como: K(2) L(8) M(18) N(18) O(5).
Camada K (n=1): contém 2 elétrons na subcamada 1s. Essa camada interna está completa e é muito estável.
Camada L (n=2): contém 8 elétrons distribuídos como 2s² 2p⁶. Essa camada também está completa, formando uma configuração de gás nobre (neônio).
Camada M (n=3): contém 18 elétrons distribuídos como 3s² 3p⁶ 3d¹⁰. Essa camada completa contribui para a tela eletrônica.
Camada N (n=4): contém 18 elétrons distribuídos como 4s² 4p⁶ 4d¹⁰. A subcamada 4d completa é particularmente estável.
Camada O (n=5): contém 5 elétrons distribuídos como 5s² 5p³. Esses cinco elétrons são os elétrons de valência do antimônio.
O antimônio tem 5 elétrons de valência: dois elétrons 5s² e três elétrons 5p³. Os principais estados de oxidação são -3, +3 e +5. O estado +3 é o mais comum, onde o antimônio perde seus três elétrons 5p³, aparecendo em compostos como o trióxido de antimônio (Sb₂O₃) e o tricloreto de antimônio (SbCl₃).
O estado +5 existe em compostos mais oxidados como o pentóxido de antimônio (Sb₂O₅) e o pentacloreto de antimônio (SbCl₅), mas esses compostos são menos estáveis que os de antimônio(III). O estado -3 aparece nos antimonetos metálicos (como GaSb, InSb) onde o antimônio atua como aceptor de elétrons, formando o íon Sb³⁻. O antimônio metálico corresponde ao estado de oxidação 0.
O antimônio é relativamente estável no ar à temperatura ambiente, oxidando-se lentamente para formar uma fina camada protetora de óxido. Em alta temperatura (acima de 400 °C), o antimônio queima no ar com uma chama branca brilhante, formando trióxido de antimônio (Sb₂O₃), que se desprende na forma de fumaça branca: 4Sb + 3O₂ → 2Sb₂O₃. Essa fumaça branca foi historicamente usada para criar efeitos teatrais.
O antimônio reage com os halogênios para formar tri-haletos ou penta-haletos: 2Sb + 3Cl₂ → 2SbCl₃ (tricloreto) ou 2Sb + 5Cl₂ → 2SbCl₅ (pentacloreto). O tricloreto de antimônio é um líquido fumegante higroscópico usado em síntese química. O antimônio resiste a ácidos não oxidantes, mas dissolve-se em ácido nítrico concentrado e água-régia.
Com bases fortes fundidas, o antimônio reage para formar antimoniatos. O sulfeto de antimônio(III) (Sb₂S₃), mineral natural estibinita, é um composto importante com uma cor cinza-escuro metálico. Foi historicamente usado como pigmento, cosmético e remédio medicinal.
A aplicação dominante do antimônio, representando cerca de 60% da demanda mundial, é o trióxido de antimônio (Sb₂O₃) usado como sinergista de retardantes de chama halogenados. Embora o trióxido de antimônio não seja em si um retardante de chama eficaz, ele age em sinergia com compostos bromados ou clorados para inibir significativamente a combustão de materiais poliméricos.
O mecanismo envolve a formação de tri-haletos de antimônio (SbCl₃, SbBr₃) voláteis em alta temperatura que interferem nas reações radicais da chama em fase gasosa, extinguindo efetivamente o fogo. Essa combinação antimônio-halogênios é particularmente eficaz e econômica, permitindo o cumprimento das normas de segurança contra incêndio para plásticos, têxteis, espumas e equipamentos eletrônicos.
Uma televisão típica contém 5-10 gramas de trióxido de antimônio em seus componentes plásticos, um computador 3-5 gramas, criando uma demanda massiva. No entanto, as preocupações ambientais e de saúde sobre os retardantes de chama halogenados (toxicidade, bioacumulação, produção de dioxinas durante a incineração) levaram a restrições progressivas em certas aplicações, afetando a demanda por antimônio.
A segunda aplicação principal do antimônio é como endurecedor em ligas de chumbo para baterias chumbo-ácido. A adição de 2-5% de antimônio ao chumbo aumenta significativamente sua dureza, resistência mecânica e capacidade de fundição, propriedades essenciais para as grades positivas das baterias que devem suportar corrosão e estresse mecânico por anos.
As baterias de chumbo-antimônio oferecem melhor desempenho em altas temperaturas e vida útil prolongada em comparação com baterias sem antimônio. No entanto, sofrem uma autodescarga mais rápida e maior consumo de água (hidrólise), exigindo manutenção regular. As baterias modernas de veículos geralmente usam ligas de chumbo-cálcio sem antimônio para reduzir a manutenção.
As baterias industriais, de partida pesada, de telecomunicações e de tração (empilhadeiras, submarinos) continuam a usar majoritariamente ligas de chumbo-antimônio por seu desempenho superior. Essa aplicação representa cerca de 20-25% da demanda mundial de antimônio.
O antimônio e seus compostos apresentam toxicidade moderada a alta dependendo da forma química. O trióxido de antimônio (Sb₂O₃) é classificado como possivelmente cancerígeno para humanos (Grupo 2B) pelo Centro Internacional de Pesquisa sobre o Câncer (CIIC). A exposição ocorre principalmente por inalação de poeira nas indústrias metalúrgicas e de transformação.
A exposição aguda ao antimônio provoca irritação nos olhos, pele e vias respiratórias, náuseas e vômitos. A exposição crônica pode causar problemas pulmonares (pneumoconiose), cardiovasculares e dermatológicos. Os efeitos são semelhantes aos do arsênio, embora geralmente menos graves.
O antimônio acumula-se no meio ambiente, especialmente em solos próximos a minas e fundições. A contaminação da água por antimônio proveniente de fontes industriais e lixiviação de resíduos representa problemas em certas regiões. As normas de água potável geralmente estabelecem o limite em 5-6 μg/L.
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raro com propriedades excepcionais 
