¿Qué tan poderosa es una explosión de tricloruro de nitrógeno?

Lo sé por experiencia personal . Estaba trabajando cerca de alguien en un laboratorio de investigación cuando era descuidado con el tricloruro de nitrógeno que iba a usar en un experimento de síntesis, con las inevitables consecuencias.

Podría entrar en la termodinámica de cuánta energía se libera cuando NCl [matemáticas] _3 [/ matemáticas] detona, pero no lo haré, ya que eso se ha explicado a fondo en otra respuesta.

Estaba en mi primer año en el área de laboratorio de investigación del Departamento de Química Inorgánica de la Universidad de Indiana con el grupo de química de boro del profesor Lee J. Todd, primavera de 1988. Un post-doc, John Little (fallecido a fines de la década de 1990, ataque cardíaco, no un accidente de laboratorio) , un ex químico investigador de Alcoa Aluminium, estaba trabajando para tratar de incorporar átomos de nitrógeno en hidruros de boro complejos.

Decidió intentar usar el tricloruro de nitrógeno como fuente de nitrógeno e iba a reaccionar con el hidruro de boro llamado decaborano, B [matemáticas] _ {10} [/ matemáticas] H [matemáticas] _ {14} [/ matemáticas], en un intento de sintetizar un closo diazoborano, B [matemática] _ {10} [/ matemática] N [matemática] _2 [/ matemática] H [matemática] _ {12} [/ matemática].

No fue lo más inteligente que hizo, y bien podría haber sido lo último que hizo.

El tricloruro de nitrógeno es un líquido a temperatura ambiente (lo cual no es una muy buena idea, ya que permitir que se caliente se hará detonar debido a que es inestable termolíticamente) y también a 0 ° C cuando el recipiente de almacenamiento se mantiene parcialmente sumergido. en agua helada, donde es marginalmente más estable.

Es un líquido amarillo verdoso muy bonito, aproximadamente del mismo color que el cloro gaseoso elemental.

Estaba legítimamente nervioso y le conté a John mis dudas sobre el NCl [matemáticas] _3 [/ matemáticas]. Descartó mis preocupaciones, ya que yo era simplemente un estudiante de primer año de posgrado y tenía “experiencia” y “sabía mejor” lo que estaba haciendo. Me moví a la vuelta de la esquina lejos de su campana extractora, a punto de retirarme a un lugar más seguro si es necesario, ya que él comenzó a hacer algo bastante imprudente en mi opinión ‘menos experimentada’.

Me alegro de haberlo hecho.

¿Recuerdas cómo mencioné que la temperatura ambiente NO es la condición recomendada para el tricloruro de nitrógeno?

Observé nerviosamente mientras medía cuatro ml de NCl enfriado con agua helada [matemáticas] _3 [/ matemáticas] en un tubo de ensayo y lo sujetó en una abrazadera de tubo de ensayo en su aparato de vacío y gas inerte Shlenk (más tarde diseñé y había hecho la mía para mi investigación (otra historia para otro momento) y dejarla reposar allí a temperatura ambiente mientras tomaba algunas notas y comenzaba a preparar su recipiente de reacción con el decaborano listo. Me tomó cinco segundos para ver nuestro peligro. Sabía que John no me escucharía, así que esta vez solo tomé mis medidas planificadas para protegerme.

Salté a la vuelta de la esquina, me alejé unos pasos y me aplasté contra mi banco de laboratorio, apenas tuve tiempo de taparme los oídos antes de que sucediera lo inevitable. Recé desesperadamente por lo bajo: “Señor, por favor protege a John”.

Antes de que pudiera decir “amén” a la oración de arriba, un ” BANG ” muy fuerte, acompañado por el sonido de un montón de vidrios rotos y el sonido “tintineo” y “tick” de fragmentos de vidrio volando por toda la habitación, llenos el laboratorio. A pesar de estar completamente a un lado de su capucha y a unos tres metros de distancia, uno de los pedazos más grandes de vidrio golpeó mi mano izquierda , cortándola lo suficientemente profundo como para que sangrara a través de mi guante de laboratorio. Sentí que varios pedazos más pequeños me golpearon en otra parte. Como me gustaba y usaba mis gafas de seguridad realmente grandes, Uvex Panorama, nada golpeó mi cara, pero escuché un fuerte ‘tic’ cuando algo golpeó la lente aproximadamente medio segundo después de la detonación inicial. También llevaba mi bata de laboratorio, por supuesto; aparte de tres o cuatro pequeños agujeros nuevos, mi bata de laboratorio estaba bien y la usé hasta el final de mi estadía en IU.

Para mi alivio, escuché a John simplemente jurar en lugar de gritar de agonía.

Se tambaleó hacia el fregadero y se metió un tubo con agua corriente en la boca, agitó y escupió varias veces. Su bata de laboratorio estaba cortada en varios lugares, pero a pesar de que solo llevaba gafas de seguridad pequeñas, su cara se salvó milagrosamente de una lesión . Se quitó los guantes y se lavó vigorosamente las manos, ya que varios fragmentos de vidrio los golpearon y ambos los cortaron y quemaron químicamente. Su bata de laboratorio, a pesar de estar tan mal cortada que John inmediatamente la descartó, evitó que el resto de él se lastimara, excepto un lugar en su brazo donde un fragmento de vidrio había penetrado a través de su manga lo suficientemente profundo como para causar una herida sangrante.

Wyatt, un estudiante de posgrado de cuarto año que investiga en la misma área de química que yo, a 15 pies de distancia, en el extremo más alejado del laboratorio, fue golpeado por varios pedazos de vidrio, dos de los cuales fueron lo suficientemente grandes como para causar sangrado de un mancha en el antebrazo y un corte más pequeño en el centro de la frente, justo por encima del marco de sus gafas de seguridad.

La conmoción cerebral destrozó todo el aparato Shlenk de John, su suministro de matraces de fondo redondo, incluido el que tenía el decaborano (solo unos pocos gramos; lo recuperé yo mismo y lo sellé en uno de los pocos matraces intactos restantes unos minutos más tarde), otro material de vidrio (incluido el aparato de vacío de Wyatt y el mío; el corte en su brazo puede provenir de su propio aparato Shlenk destrozado por la conmoción cerebral de la detonación NCl [matemática] _3 [/ matemática]) y motas izquierdas, pequeñas hendiduras, manchas descoloridas , y fragmentos incrustados de vidrio roto en todas las paredes.

A pesar de que su capucha estaba completamente llena, el olor a cloro llenó el laboratorio, Wyatt y yo guiamos a John al pasillo para que tomara aire fresco. El Dr. Todd se molestó legítimamente, pero se sintió aliviado de que John no hubiera sido herido de gravedad. Quería abrir la ducha de seguridad y enjuagar a John de los residuos potencialmente corrosivos, pero insistió en que su ropa no estaba contaminada, así que dejamos que recoja sus cosas y se vaya a casa. Aunque apestaba a cloro.

John resultó estar bien cuando regresó al día siguiente.

Nos llevó días limpiar el laboratorio de vidrios rotos y equipos.

Luego volvimos al trabajo.

Esto era de cuatro ml de NCl [matemática] _3 [/ matemática] detonante.

Baste decir que John nunca consideró usar tricloruro de nitrógeno nuevamente para sus proyectos de investigación.

No tengo idea de cómo se mide eso. Pero puedo darle un valor límite usando una propiedad llamada relación de expansión. Normalmente se usa para líquidos criogénicos, básicamente mostrando cuánto volumen más ocupan a temperatura ambiente en estado gaseoso que en su punto de ebullición. Podemos hacer el mismo tipo de cálculo para el tricloruro de nitrógeno a temperatura ambiente, teniendo en cuenta los efectos de la adición molecular y la temperatura.

El tricloruro de nitrógeno se descompone según la fórmula:
[matemáticas] NCl_3 \ Rightarrow \ frac {1} {2} N_2 + \ frac {3} {2} Cl_2 [/ matemáticas]
con un calor de reacción de aproximadamente -232 kJ / mol (esto es lo mismo que la entalpía estándar de formación, ya que estamos ante una reacción que produce dos gases elementales). La capacidad calorífica a presión constante del gas cloro es 0.48 kJ / kg-K y el gas nitrógeno es 1.04 kJ / kg-K. El tricloruro de nitrógeno tiene una densidad de 1,64 g / cm ^ 3.

Básicamente, utilizando el supuesto de idealidad y tomando la relación de expansión como el volumen de la mezcla gaseosa final a presión atmosférica después de una expansión adiabática, podemos calcular una relación de expansión.

Entonces, en el instante de la explosión de 1 mol de tricloruro de nitrógeno, la temperatura de la mezcla es de 4113 K [1]. Si resolvemos la ecuación de gas ideal para encontrar la presión en este punto, suponiendo que el volumen de los gases permanezca igual en [matemática] 7.339 \ veces 10 ^ {- 2} [/ matemática] litros [2], encontraremos que la presión en este punto es de aproximadamente 931.9 MPa [3].

Para un gas diatómico ideal que experimenta una expansión adiabática, la relación
[matemáticas] PV ^ {\ gamma} = constante; \ \ gamma = 7/5 [/ matemáticas]
sostendrá. Entonces, si expandimos nuestro paquete de gas caliente a alta presión a la presión atmosférica, ocupará un volumen de 49.754 L [4].

La relación de expansión total es, por lo tanto, aproximadamente 677.9 [5], lo que la hace ligeramente más baja que la expansión de nitrógeno líquido desde su punto de ebullición a 77 K a temperatura ambiente, una relación de 696. Por supuesto, una “bomba” de nitrógeno líquido (generalmente hecho dejando caer un poco en una botella de refresco PET, atornillando la tapa y corriendo como el idiota que eres para hacer uno) explota mucho antes de que el nitrógeno líquido alcance la temperatura ambiente. Sin embargo, en el caso del tricloruro de nitrógeno, produce su propio calor, por lo que comparar el tricloruro de nitrógeno con el nitrógeno líquido probablemente subestima su potencial explosivo.

Los explosivos no se clasifican realmente de esta manera, ni siquiera por la cantidad de energía que producen. En cambio, se clasifican por la rapidez con que se propaga el gas de la explosión, así como por varias propiedades como la sensibilidad al choque (el tricloruro de nitrógeno calificaría como cebador, aunque es demasiado sensible incluso para esa aplicación). Desafortunadamente, no sé cómo calcular la velocidad de propagación de gas usando los primeros principios.

[1] -232 kJ / (0.48 kJ / (kg K) * 70.7g / mol * 0.5 mol + 1.5 mol * 1.04 kJ / (kg K) * 28.014g / mol) más 293 K a temperatura ambiente
[2] 120.365 g / (1.64 g / cm ^ 3) en litros
[3] (2 mol) * (constante de gas ideal) * (4113 K) / (7.339e-2 litros) en kPa
[4] (931936 kilopascales * (0.07339 L) ^ (7/5) / (1 atmósfera)) ^ (5/7)
[5] 49.754 litros / 7.339e-2 L – Wolfram | Alpha

Es muy fácil hacer que se dispare, por lo que se hace en cantidades muy pequeñas, si es que lo hace, y generalmente se detona a medida que se forma. Soluble en benceno, creo, y como esa sustancia química en sí misma se considera peligrosamente cancerígena, se está quedando sin razones por las que debería hacer las cosas en primer lugar