Aunque hace ir en contra de tu intuición, de hecho has mencionado la respuesta en tu pregunta. El estibano tiene un punto de ebullición más alto que el amoníaco/azano debido a las interacciones de van der Waals (debido al mayor tamaño del átomo de antimonio).
De hecho, nuestro profesor nos había planteado esta pregunta durante mi primer año de instituto. Todos nos quedamos incrédulos cuando nos dijo que el estibano tenía un punto de ebullición más alto que el amoníaco y, al igual que tú, estábamos obsesionados con los enlaces H y optamos por descartar las interacciones de van der Waals por considerarlas insignificantes a este respecto.
En primer lugar, veamos el argumento del enlace H:
En la escuela nos enseñan que el enlace H sólo se produce en moléculas en las que hay átomos de hidrógeno unidos a nitrógeno, oxígeno o flúor ( $\ce{N,O,F}$ ). Esto se debe a que $\ce{N, O}$ y $\ce{F}$ son suficientemente electronegativos (alrededor de 3,0, 3,5 y 4,0 en la escala de Pauling respectivamente) para polarizar el $\ce{N/O/F-H}$ lazo. Tenga en cuenta, que el nitrógeno es sólo apenas capaces de establecer enlaces H, mientras que es mucho más fácil para el oxígeno y el flúor polarizar el $\ce{O/F-H}$ debido a 1) su mayor electronegatividad y 2) su menor tamaño.
Como el antimonio es mucho mayor que el nitrógeno, y ya que el enlace de hidrógeno debido al nitrógeno en el amoníaco es bastante débil, las interacciones van der Waals en el estibano "superan" la unión H en el amoníaco.
Sin embargo, el mismo argumento no siguen para el agua y el fluoruro de hidrógeno, que tienen superior puntos de ebullición que el telano y el yoduro de hidrógeno, respectivamente.
$$\textbf{Melting } (\vartheta_\mathrm{m})\textbf{ and boiling } (\vartheta_\mathrm{b}) \textbf{ points of}\\\textbf{Group 15, 16, and 17 hydrides in K}$$ \begin{array}{lrrlrrlrr}\hline &\hspace{-2em}\text{Group 15}\hspace{-1em} &&& \hspace{-2em}\text{Group 16}\hspace{-1em} &&& \hspace{-2em}\text{Group 17}\hspace{-1em}&\\ \hline \text{Hydride} & \vartheta_\mathrm{m} & \vartheta_\mathrm{b} & \text{Hydride} & \vartheta_\mathrm{m} & \vartheta_\mathrm{b} & \text{Hydride} & \vartheta_\mathrm{m} & \vartheta_\mathrm{b}\\ \hline \ce{NH3} & 195.5 & 239.6 & \ce{H2O} & 273.0 & 373.0 & \ce{HF} & 180.7 & 292.4\\ \ce{PH3} & 138.0 & 185.0 & \ce{H2S} & 190.3 & 211.0 & \ce{HCl} & 161.0 & 189.4\\ \ce{AsH3} & 159.0 & 218.0 & \ce{H2Se} & 209.0 & 231.0 & \ce{HBr} & 184.5 & 206.0\\ \ce{SbH3} & 184.0 & 256.0 & \ce{H2Te} & 222.0 & 271.0 & \ce{HI} & 222.2 & 237.0 \\ \hline\end{array}
Ahora aquí está donde entra en juego tu lógica; la unión H es bastante fuerte en el caso del agua y el fluoruro de hidrógeno (después de todo, el oxígeno y el flúor son los dos elementos más electronegativos que conocemos) y esta vez la unión H supera a las interacciones de van der Waals.
Como ves, deberías haber hecho una comparación entre los hidruros superiores e inferiores (para los grupos 15, 16 y 17, para poder detectar realmente la excepción).
En cuanto a su pregunta derivada:
¿Por qué $\ce{NH3}$ no presentan enlace de hidrógeno en fase gaseosa?
Bueno, el enlace H aquí es lo suficientemente fuerte como para mantener las moléculas de amoníaco juntos a temperaturas normales. Pero nunca hay que olvidar que el enlace H es no a verdadero enlace químico, sino un interacción intermolecular . Si se proporciona suficiente energía a una muestra de amoníaco (es decir, calentándola), las moléculas de amoníaco se agitan y se agitan y se agitan, hasta que en un momento dado se agitan tan rápidamente, que superar las fuerzas de atracción provocadas por los enlaces de hidrógeno y se convierten en un gas . Esta es la razón por la que no se observan enlaces H en el amoníaco gaseoso: porque las partículas son demasiado enérgico para ser sujetado.
