Benzen
Ogólne informacje
Inne nazwy	cykloheksa-1,3,5-trien[1], benzol
Wzór sumaryczny	C6H6
SMILES	c1ccccc1 C1=CC=CC=C1
Masa molowa	78,11 g / mol
Wygląd	bezbarwna ciecz o intensywnym słodkawym zapachu
Identyfikacja
Numer CAS	71-43-2
PubChem	241[2]
Właściwości Gęstość i stan skupienia 0,8786 g/cm3 ; ciecz Rozpuszczalność w wodzie 1,79 g/dm³ Temperatura topnienia 5,53 °C Temperatura wrzenia 80,1 °C Temperatura krytyczna 288.94 °C Ciśnienie krytyczne 4,9 MPa Lepkość 0,6487 mPa•s (20 °C)
Budowa Typ hybrydyzacji i VSEPR sp² Moment dipolowy 0 D
Niebezpieczeństwa
MSDS	Zewnętrzne dane MSDS
Zagrożenia wg  Dyrektywy 67/548/EWG , zał. I[3]
Łatwopalny Toksyczny Łatwopalny (F) Toksyczny (T)
NFPA 704	3 2 0
Temperatura zapłonu	-11 °C
Temperatura samozapłonu	561 °C
Zwroty ryzyka	R45, R46, R11, R36/38, R48/23/24/25, R65
Zwroty bezpieczeństwa	S53, S45
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)

Znaczek pocztowy wydany w 150 rocznicę urodzin Friedricha Augusta Kekulégo, który zaproponował model struktury benzenu

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

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 , tłuszczów , 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. Przykładem może być reakcja alkilowania i acylowania, katalizowana kwasami Lewisa , nazywana 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 .

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.

Struktura

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^[4]:

Struktura Kekulégo

.

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:

Struktura rezonansowa benzenu

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:

Powstawanie zdelokalizowanego orbitalu molekularnego benzenu

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 )
• trimeryzacja acetylenu poprzez ogrzewanie go w obecności węgla aktywnego :

3C₂H₂ → C₆H₆

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.

Toksyczność i metabolizm

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

Bibliografia

1. S.E.Manahan "Toksykologia środowiska aspekty chemiczne i biologiczne", PWN , Warszawa , 2006,

Przypisy