Benzen
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
 |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Ogólne informacje | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Wzór sumaryczny | C6H6 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Masa molowa | 78,11 g/mol | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Wygląd | przezroczysta[2], bezbarwna ciecz o charakterystycznym zapachu[3] | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Identyfikacja | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Numer CAS | 71-43-2 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| PubChem | 241[4] | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Podobne związki | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Podobne związki | naftalen, antracen, naftacen, pentacen, pirydyna, borazyna, Benzen Dewara | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Pochodne aromatyczne | toluen, ksylen, fenol, pirogalol | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa) |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
_1979,_MiNr_2409.jpg)
Benzen – organiczny związek chemiczny z grupy arenów. Jest to najprostszy karbocykliczny, obojętny węglowodór aromatyczny. Jego nieorganicznym analogiem jest borazyna.
Spis treści
Budowa cząsteczki[edytuj]
Struktura Kekulégo[edytuj]
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[9]:
Teoria rezonansu chemicznego[edytuj]
Struktura Kekulégo nie tłumaczyła jednak dlaczego benzen i inne związki aromatyczne nie posiadają właściwości charakterystycznych dla węglowodorów nienasyconych, mimo 6 elektronów π w pierścieniu (sekstet elektronowy)[3]. 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 1,39 Å, czyli pośredniej pomiędzy długością wiązania pojedynczego (1,54 Å) i podwójnego (1,34 Å). Struktury uśrednionej nie można zobrazować klasycznymi wiązaniami pojedynczymi i podwójnymi, można jednak przedstawić graniczne struktury rezonansowe:
Mechanika kwantowa[edytuj]
Zagadnienie płaskiej budowy pierścienia benzenowego dobrze tłumaczy kwantowomechaniczna metoda orbitali molekularnych. Przyjmuje się hybrydyzację sp² (kąty pomiędzy wiązaniami H–C–C i C-C-C wynoszą 120°) dla atomów węgla[3]. 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:
Otrzymywanie[edytuj]
Skala laboratoryjna[edytuj]
- odwodornianie cykloheksanu w temp. 300 °C na katalizatorze (najczęściej platyna osadzona na tlenku glinu)[potrzebny przypis]
- trimeryzacja acetylenu poprzez ogrzewanie go w obecności węgla aktywnego:
- 3C2H2 → C6H6
Skala przemysłowa[edytuj]
Do czasów II wojny światowej główną metodą otrzymywania benzenu była ekstrakcja ze smoły pogazowej[3] (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[3].
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 atmosfer (czasem zamiast katalizatora używa się wyższych temperatur):
- C6H5CH3 + H2 → C6H6 + CH4
Właściwości[edytuj]
Właściwości fizyczne[edytuj]
W temperaturze pokojowej benzen jest bezbarwną cieczą o charakterystycznym, ostrym zapachu. Bardzo słabo rozpuszcza się w wodzie, natomiast lepiej w rozpuszczalnikach organicznych[3]. Sam jest dobrym rozpuszczalnikiem dla wosków, tłuszczów, naftalenu i innych niepolarnych związków chemicznych.
Właściwości chemiczne[edytuj]
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. Przykładem może być reakcja alkilowania i acylowania, katalizowana kwasami Lewisa, nazywana reakcją Friedla-Craftsa.
Właściwości biologiczne[edytuj]
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.
Zastosowanie[edytuj]
Benzen jest jednym z najważniejszych rozpuszczalników, jak i substratów wielu związków w syntezie organicznej, służy m.in. do produkcji tworzyw sztucznych, włókien syntetycznych, barwników, leków, detergentów, pestycydów[3], 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.
Historia[edytuj]
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. Nazwę benzen (benzol) zaproponował w 1843 r. niemiecki chemik Justus von Liebig.
Zagrożenia[edytuj]
Benzen podejrzewany o toksyczność był już 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[potrzebny przypis]. Benzen oddziałuje na centralny układ nerwowy powodując pobudzenie lub depresje, niewydolność układu oddechowego, a w rezultacie zgon. Charakterystycznymi objawami są 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 metabolity są odpowiedzialne za działanie toksyczne benzenu. Na przykład główne działanie kancerogenne wykazują kwasy mukonowe powstające jako metabolity.
Przypisy
- ↑ Nazwa nie odzwierciedla rzeczywistego układu wiązań w cząsteczce. Patrz sekcja Budowa cząsteczki
- ↑ a b c d Polskie Towarzystwo Farmaceutyczne: Farmakopea Polska X. Warszawa: Urząd Rejestracji Produktów Leczniczych, Wyrobów Medycznych i Produktów Biobójczych, 2014, s. 4276. ISBN 978-83-63724-47-4.
- ↑ a b c d e f g h i Podręczny słownik chemiczny. Romuald Hassa, Janusz Mrzigod, Janusz Nowakowski (redaktorzy). Wyd. I. Katowice: Videograf II, 2004, s. 51. ISBN 8371832400.
- ↑ Benzen – podsumowanie (ang.). PubChem Public Chemical Database.
- ↑ a b c d e Benzen. Karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich (Merck KGaA) dla Polski.
- ↑ a b Benzen (ang.) w bazie ChemIDplus. United States National Library of Medicine. [dostęp 2012-03-05].
- ↑ a b c d e Department of Chemistry, The University of Akron: Benzene (ang.). [dostęp 2012-03-05].
- ↑ a b Informacje o klasyfikacji i oznakowaniu substancji według Rozporządzenia (WE) nr 1272/2008, zał. VI, z uwzględnieniem Rozporządzeń ATP: Benzen w wykazie klasyfikacji i oznakowania Europejskiej Agencji Chemikaliów. [dostęp 2015-04-10].
- ↑ August Kekulé. Untersuchungen über aromatische Verbindungen Ueber die Constitution der aromatischen Verbindungen. I. Ueber die Constitution der aromatischen Verbindungen.. „Justus Liebigs Annalen der Chemie”. 137 (2), s. 129-196, 1865. DOI: 10.1002/jlac.18661370202 (niem.).
Bibliografia[edytuj]
- S.E.Manahan: "Toksykologia środowiska, aspekty chemiczne i biologiczne". Warszawa: 2006. ISBN 83-01-14841-1.
