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Difluor
Strukturformel und Molekülmodell
Strukturformel von Difluor
Flüssiges Difluor
Allgemeines
Molekularformel	f2
IUPAC-Name	Difluor
Andere Namen	Fluorgas, molekulares Fluor
Molmasse	37,996806 G/Maulwurf
LÄCHELN	FF
in Chile	1/F2/c1-2
CAS-Nummer	7782-41-4
EG-Nummer	231-954-8
PubChem	24524
Beschreibung	Blassgelbes erstickendes Gas
Warnungen und Sicherheitsvorkehrungen
Achtung
H-Sätze	H270 - H280 - H315 - H319 - H331 - H335 - H400
EUH-Sätze	Nein
P-Sätze	P220 - P261 - P273 - P305 P351 P338 - P311 - P410 P403
EG-Indexnummer	009-001-00-0
UN-Nummer	1045
ADR-Klasse	Gefahrenklassen 2.3, 5.1 und 8
Physikalische Eigenschaften
Aggregatzustand	gasförmig
Farbe	hellgelb
Dichte	1,7 g/cm²
Schmelzpunkt	−219.61°C
Siedepunkt	−188,13 °C
Wenn nicht anders angegeben normale Bedingungen gebraucht (298.15k oder 25 °C, 1 Bar).
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Difluor oder molekulares Fluor (F₂) ist das wichtigste einfache Sache des Elements Fluor. Es tritt bei Normaldruck und -temperatur als Extrem auf reaktiv, extrem giftig und ätzendGas mit hellgelber Farbe^[1] und ein erstickender Geruch. Es wird auch Fluorgas erwähnt.

Synthese

Difluor wird im industriellen Maßstab hergestellt aus Calciumfluorid (CaF₂), die mit erhitzt wird Schwefelsäure Bildung von wasserfreiem Fluorwasserstoff (HF). Hinzufügen von Kaliumfluorid liefert Kaliumbifluorid (KHF₂) auf. Elektrolyse Kaliumbifluorid liefert Difluor an die Anode und Wasserstoff zum Kathode:

${displaystyle mathrm {CaF_{2} H_{2}SO_{4}longrightarrow 2 HF CaSO_{4}} }$

${displaystyle mathrm {HF KFlongrightarrow KHF_{2}} }$

${displaystyle mathrm {2 KHF_{2}longrightarrow 2 KF H_{2} F_{2}} }$

Eigenschaften

Difluor wird ganz einfach reduziert bis um Fluorid (E° = 2,87 V) und ist damit einer der stärksten Oxidationsmittel die existieren. Difluor reagiert auch bei extrem niedrigen Temperaturen (−200 °C) heftig mit Wasserstoff, bei welchem Fluorwasserstoff entsteht. Difluor reagiert mit allen anderen Elementen zu Fluoriden, auch mit Edelgase wie Argon, Krypton, Xenon und Radon. Difluor reagiert mit Spuren von Wasser sofort zu Fluorwasserstoff. Auch Materialien wie Metalle, bestimmte Kunststoffe und sogar Glas (bei höheren Temperaturen) sind gegen Difluor nicht beständig. Dies liegt daran, dass der Kontakt mit Glas die flüchtigen Siliziumtetrafluorid.

Natürliches Vorkommen

Aufgrund seiner hohen Reaktivität kommt das Gas als solches nicht in der Atmosphäre. Es wurde lange angenommen, dass es in der Erdkruste nicht natürlich vorkommt, aber kürzlich wurde gezeigt, dass es in Einschlüssen in vorkommt Antozonit. Dies ist eine Form des Minerals Fluorit das entsteht, wenn es Calciumfluorid durch ionisierende Strahlung zerfällt in Ca² 2F⁻, wonach sich die freien Fluorionen zu Difluor verbinden. Durch Unvollkommenheiten in der Kristallgitter das Gas strömt dann von den Calciumionen weg, damit es nicht wieder zu Calciumfluorid reagiert. Die Calciumionen bilden Cluster, die dem Antozonit seine dunkelviolette bis schwarze Farbe verleihen. Beim Zerkleinern von Antazonit wird das Difluorgas freigesetzt und wegen seines unangenehmen Geruchs wird das Mineral auch als Skunk.^[2]

Anwendungen

Difluor hat aufgrund seiner hohen Reaktivität eine begrenzte Anzahl von Anwendungen. Es wird in seiner reinen Form nur verwendet, wenn Radierung von Halbleiter.

Siehe auch

• dichlor
• dibrom
• di-jew
• Liste giftiger Gase

Externe Links

•  Internationale Chemikaliensicherheitskarte von Difluor