Diflúor

Es un gas de color amarillo, tóxico, oxidante, que reacciona con todos los elementos, incluyendo gases nobles, exceptuando helio, neón y argón. Este gas se ha encontrado de forma natural en la Antozonita en forma de inclusiones, este es generado por la ionización del fluoruro de calcio. Los únicos materiales que no ataca son el platino y teflón.

Aunque se presente como tratamiento médico, este compuesto puede causar la muerte pues resulta nocivo al inhalarse. Es muy irritante en contacto con la piel o los ojos y también es capaz de explotar al descomponerse. No tiene punto de autoignición debido a que no es inflamable.

Reacciona con agua formando ácido fluorhídrico y ácido hipofluoroso, y retornando en agua y flúor.

${\displaystyle {\ce {F2{}+H2O\to HFO{}+HF}}}$ 

${\displaystyle {\ce {HFO{}+HF\to F2{}+H2O}}}$ 

El diflúor fue sintetizado por Henri Moissan en 1886 en estado gaseoso, por la electrólisis la solución de ácido fluorhídrico y fluorhidrato de potasio.Aunque no fue el primero en saber de su existencia.^[2]​^[3]​

Proveniente del prefijo «di» («doble») y flúor.

El diflúor se puede sintetizar de la reacción de bifluoruro de potasio con sí mismo.

${\displaystyle {\ce {2KHF2\to 2KF{}+H2{}+F2}}}$ ^[4]​

El ángulo entre los átomos es de 180º y la distancia entre ellos es de 143 pm. El enlace entre estos dos átomos es covalente, debido a la similitud de su configuración electrónica.^[5]​

Se usa en la síntesis de difluoruro de oxígeno, trifluoruro de cloro, trifloruro de bromo, fluoruro de Níquel (II) y síntesis de difluoruro de dioxígeno:

${\displaystyle {\ce {F2{}+NaOH\to OF2{}+2NaF{}+H2O}}}$  (síntesis de difluoruro de oxígeno).^[4]​

${\displaystyle {\ce {O2{}+F2\to O2F2}}}$  (síntesis de difluoruro de dioxigeno)

${\displaystyle {\ce {3F2{}+Cl2\to 2ClF3}}}$  (síntesis de trifluoruro de cloro)

${\displaystyle {\ce {Br2{}+3F2\to 2BrF3}}}$  (síntesis de trifluoruro de bromo)

${\displaystyle {\ce {NiCl2{}+F2\to NiF2{}+Cl2}}}$  (síntesis de fluoruro de Níquel)

• Se utiliza para el fresado químico en los semiconductores.
• A bajas temperatura se utiliza como compuesto criogénico

• Dicloro
• Diyodo
• Henri Moissan

• Lide, David R. (2008). CRC handbook of chemistry and physics (en inglés) (89.ª edición). CRC Press. pp. 10-205. ISBN 9781420066791. 
• OIT; OMS (2001). «Flúor». Fichas Internacionales de Seguridad Química. 
• Parlamento Europeo; Consejo de la Unión Europea (31 de diciembre de 2008). «Reglamento (CE) nº 1272/2008 del Parlamento Europeo y del Consejo, de 16 de diciembre de 2008, sobre clasificación, etiquetado y envasado de sustancias y mezclas, y por el que se modifican y derogan las Directivas 67/548/CEE y 1999/45/CE y se modifica el Reglamento (CE) nº 1907/2006». Diario Oficial de la Unión Europea. p. 362. «009-001-00-0 Fluorine». 
• Perry, R. H.; Green, D. W.; Maloney, J. O. (1997). Perry's chemical engineers' handbook (en inglés) (7.ª edición). McGraw-Hill. ISBN 0-07-049841-5. 
• Tipler, Paul A. (1999). Physics for scientists and engineers (en inglés) 1 (4.ª edición). W H Freeman & Co. ISBN 1-57259-491-8. 

• «Diflúor» en Science Amusante (en francés)
• Sanderson, Katharine (11 de julio de 2012). «Stinky rocks hide Earth’s only haven for natural fluorine». Nature (en inglés). 
• «Properties of Various Gases». Flexware (en inglés). Archivado desde el original el 19 de mayo de 2012. 
• «Compuestos inorgánicos» en EcuRed