Benzen

Z Wikipedii

Benzen
Ogólne informacje
Inne nazwy	cykloheksa-1,3,5-trien[1], benzol
Wzór sumaryczny	C6H6
SMILES	c1ccccc1 C1=CC=CC=C1
Masa molowa	78,1121 g/mol
Wygląd	bezbarwna ciecz o intensywnym słodkawym zapachu
Identyfikacja
Numer CAS	71-43-2
PubChem	241
Właściwości
Gęstość i stan skupienia	0,8786 g/cm3 ; ciecz
Rozpuszczalność w wodzie	1,79 g/dm3
Temperatura topnienia	5,53 °C (278,68 K)
Temperatura wrzenia	80,1 °C (353,25 K)
Temperatura krytyczna	288,94 °C (562,09 K)
Ciśnienie krytyczne	4,9 MPa
Lepkość	0,6487 mPa•s (20°C)
Budowa
Typ hybrydyzacji i VSEPR	sp2
Moment dipolowy	0 D
Niebezpieczeństwa
Klasyfikacja UE	Treść oznaczeń: F - łatwopalny T - toksyczny
NFPA 704	3 2 0
Temperatura zapłonu	-11 °C (262,15 K)
Temperatura samozapłonu	561 °C (834,15 K)
Zwroty ryzyka	R: 45, 46, 11, 36/38, 48/23/24/25, 65
Zwroty bezpieczeństwa	S: 53, 45
Numer RTECS	CY1400000
Podobne związki
Pochodne aromatyczne	toluen, ksylen, fenol
Podobne związki	naftalen, antracen, naftacen, pentacen, pirydyna, borazyna
Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą warunków standardowych (25°C, 1000 hPa)

Benzen (C₆H₆) to organiczny związek chemiczny z grupy arenów. Jest to najprostszy węglowodór aromatyczny.

Spis treści 1 Właściwości 2 Historia 3 Struktura 3.1 Struktura Kekulégo 3.2 Teoria rezonansu chemicznego 3.3 Mechanika kwantowa 4 Otrzymywanie 5 Zastosowanie 6 Toksyczność i metabolizm 7 Bibliografia 8 Przypisy

[edytuj] Właściwości

W temperaturze pokojowej benzen jest bezbarwną cieczą o charakterystycznym, ostrym zapachu. Bardzo słabo rozpuszcza się w wodzie, natomiast lepiej w rozpuszczalnikach organicznych. Sam jest dobrym rozpuszczalnikiem dla wosków, tłuszczy, naftalenu i innych niepolarnych związków chemicznych. Pali się kopcącym płomieniem, a jego ciepło spalania wynosi 9470 kcal/kg.

Benzen jest związkiem trwałym chemicznie, w przeciwieństwie do alkenów nie ulega łatwo reakcji addycji. Stosunkowo łatwo natomiast zachodzi substytucja elektrofilowa do pierścienia aromatycznego, katalizowana kwasami Lewisa, nazywana często reakcją Friedla-Craftsa.

W większych ilościach benzen jest toksyczny. LD50 (szczur, doustnie) wynosi 930 mg/kg, LC50 (szczur, inhalacja) – 10 000 ppm przez 7 h. Ma silne właściwości rakotwórcze. Po spożyciu powoduje podrażnienie śluzówki żołądka, mdłości i wymioty. Przy pochłonięciu większych ilości powoduje bóle głowy, drgawki i zgon.

Nieorganicznym analogiem benzenu jest borazyna.

[edytuj] Historia

Benzen został po raz pierwszy wyodrębniony przez Michaela Faradaya w 1825 r. ze sprężonego gazu świetlnego będącego oleistą pozostałością zbierającej się na dnie londyńskich gazowych lamp ulicznych. W 1845 inny angielski chemik, Charles Mansfield, pracując pod kierunkiem Augusta Wilhelma von Hofmanna, wyodrębnił go ze smoły węglowej. Cztery lata później Mansfield rozpoczął produkcję benzenu na skalę przemysłową bazując na tej metodzie.

[edytuj] Struktura

[edytuj] Struktura Kekulégo

Problem budowy benzenu interesował chemików już od chwili wyodrębnienia tego związku.

W 1865 r. niemiecki chemik Friedrich August Kekulé wysunął hipotezę, że benzen jest cykloheksatrienem o sześcioczłonowym pierścieniu, w którym pomiędzy atomami węgla na przemian występują wiązania pojedyncze i podwójne:

.

[edytuj] Teoria rezonansu chemicznego

Struktura Kekulégo nie tłumaczyła jednak dlaczego benzen i inne związki aromatyczne nie posiadają właściwości charakterystycznych dla węglowodoru nienasyconego. Ponadto, w miarę gromadzenia się materiału eksperymentalnego, okazywało się że wszystkie wiązania C-C w pierścieniu benzenowym są równocenne. Na podstawie badań spektroskopowych ustalono, że cząsteczka benzenu w istocie stanowi pierścień złożony z sześciu atomów węgla połączonych równocennymi wiązaniami o długości pośredniej pomiędzy długością wiązania pojedynczego (1,54 Å) i podwójnego (1,34 Å) – 1,39 Å. Stan ten można przedstawić z pomocą struktury rezonansowej:

[edytuj] Mechanika kwantowa

Zagadnienie budowy pierścienia benzenowego dobrze tłumaczy kwantowomechaniczna metoda orbitali molekularnych. Przyjmuje się hybrydyzację sp² dla atomów węgla. Zhybrydyzowane orbitale tworzą wiązania σ C-C i C-H. Pozostałe orbitale p atomów węgla (o osiach prostopadłych do płaszczyzny cząsteczki) tworzą zdelokalizowane wiązanie π:

[edytuj] Otrzymywanie

Do czasów II wojny światowej główną metodą otrzymywania benzenu była ekstrakcja ze smoły pogazowej (produkt uboczny w przemyśle koksowniczym i gazowniczym). W latach 50. XX wieku wzrosło zapotrzebowanie na benzen, głównie ze strony przemysłu tworzyw sztucznych i konieczna stała się jego produkcja na wielką skalę z ropy naftowej.

Obecnie, oprócz ekstrakcji ze smoły pogazowej, stosuje się następujące metody otrzymywania benzenu:

• piroliza lekkich frakcji ropy naftowej z parą wodną (kraking parowy)
• reforming lekkich frakcji ropy naftowej
• dealkilacja toluenu, polegająca na przepuszczaniu mieszaniny toluenu i wodoru nad katalizatorem (chrom, molibden lub tlenek platyny) w temperaturze 500-600°C pod ciśnieniem 40-60 atm (czasem zamiast katalizatora używa się wyższych temperatur):

C₆H₅CH₃ + H₂ → C₆H₆ + CH₄

Inne, nie stosowane na skalę przemysłową metody pozyskiwania tego związku to m. in.:

• odwodornianie cykloheksanu w temp. 300 °C na katalizatorze (najczęściej platyna osadzona na tlenku glinu)
• polimeryzacja acetylenu poprzez ogrzewanie go w obecności węgla aktywnego:

3C₂H₂ → C₆H₆

[edytuj] Zastosowanie

Benzen jest jednym z najważniejszych surowców w syntezie organicznej, służy m. in. do produkcji tworzyw sztucznych, włókien syntetycznych, barwników, leków, detergentów, pestycydów, a także do otrzymywania aniliny, fenolu i acetonu (metoda kumenowa) oraz bezwodnika maleinowego.

Sam benzen jest ze względu na swoje właściwości toksyczne i rakotwórcze rzadko używany. Był niegdyś masowo stosowany jako rozpuszczalnik dla wielu reakcji prowadzonych w skali przemysłowej – obecnie jednak zastępuje się go innymi rozpuszczalnikami, o ile tylko istnieje taka możliwość.

[edytuj] Toksyczność i metabolizm

Benzen podejrzewany o toksyczność był juz w roku 1900. Powoduje on zarówno ostre jak i przewlekłe zatrucia. Zazwyczaj do zatrucia dochodzi poprzez wdychanie par przez układ oddechowy, jednak możliwa jest również absorpcja przez skórę i wchłanianie wraz z pokarmem. Około 6,4 g/m³ powoduje ostre zatrucie w ciągu godziny inhalacji, zaś dawka 10 krotnie większa powoduje natychmiastowy zgon.

Ostre zatrucie benzenem charakteryzuje się podrażnieniem skóry, rumieniem, odczuciem palenia, powstawaniem pryszczy. Benzen oddziałuje na centralny układ nerwowy powodując pobudzenie lub depresje, niewydolność układu oddechowego, a w rezultacie zgon. Charakterystycznymi objawami sa też: krwawienia z błon śluzowych, szybki i płytki oddech, drżenie kończyn, zaburzenia rytmu serca,

Dużo częstsze są zatrucia przewlekłe. Pierwsze objawy są niespecyficzne, są to zmęczenie, ból głowy, utrata apetytu. Dokładniejsze badania wykazują nieprawidłowości w składzie biochemicznym krwi. Najczęściej dochodzi do obniżenia liczby białych ciałek krwi co powoduje spadek odporności i płytek krwi. Benzen również działa niszcząco na szpik kostny i może powodować białaczkę lub raka. Pary benzenu po dostaniu się do płuc absorbowane są przez krew, z której w dużym stopniu wchłaniane są przez tkanki tłuszczowe.

Niemetabolizowany benzen wydalany jest przez płuca. Metabolizm benzenu zachodzi przede wszystkim w wątrobie. Najpierw benzen ulega utlenieniu w wyniku działania enzymów cytochromu P-450 do oksepinobenzenu który jest utrzymywany w stanie równowagi dynamicznej z epoksybenzenem. Epoksybenzen może ulec uwodnieniu w wyniku działania enzymu hydrolazy epoksydowej dając benzeno-trans-dihydro-1,2-diol, następnie związek ten pod wpływem enzymu dehydrogenazy dihydrodiolowej przekształcany jest w katechol. Oksepinobenzen może również reagować poprzez otwarcie pierścienia, dając jako produkt mukonoaldehyd i kwas trans-mukonowy

Niektóre matabolity są odpowiedzialne za działanie toksyczne benzenu. Na przykład główne działanie kancerogenne wykazują kwasy mukonowe powstające jako metabolity.

[edytuj] Bibliografia

1. S.E.Manahan "Toksykologia środowiska aspekty chemiczne i biologiczne", PWN, Warszawa, 2006, ISBN 83-01-14841-1

Przypisy