Запрос «Cl» перенаправляется сюда; см. также другие значения. 17 Сера ← Хлор → Аргон 17Cl Внешний вид простого вещества Жидкий хлор в запаянном сосуде Свойства атома Имя, символ, номер Хлор / Chlorum (Cl), 17 Атомная масса (молярная масса) 35,4527 а. е. м. (г/моль) Электронная конфигурация [Ne] 3s2 3p5 Радиус атома 100 пм Химические свойства Ковалентный радиус 99 пм Радиус иона (+7e)27 (-1e)181 пм Электроотрицательность 3.16 (шкала Полинга) Электродный потенциал 0 Степени окисления 7, 6, 5, 4, 3, 1, −1 Энергия ионизации (первый электрон) 1254.9(13.01) кДж/моль (эВ) Термодинамические свойства простого вещества Плотность (при н. у.) (при −33.6 °C)1,56 г/см³ Температура плавления 172.2 K Температура кипения 238.6 K Теплота плавления 6.41 кДж/моль Теплота испарения 20.41 кДж/моль Молярная теплоёмкость 21.838[1] Дж/(K·моль) Молярный объём 18.7 см³/моль Кристаллическая решётка простого вещества Структура решётки орторомбическая Параметры решётки a=6,29 b=4,50 c=8,21 Å Прочие характеристики Теплопроводность (300 K) 0.009 Вт/(м·К) 17 Хлор Cl 35,452 3s23p5 Хлор (от греч. χλωρός — «зелёный») — элемент главной подгруппы седьмой группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 17. Обозначается символом Cl (лат. Chlorum). Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов (первоначально название «галоген» использовал немецкий химик Швейгер для хлора [дословно «галоген» переводится как солерод], но оно не прижилось, и впоследствии стало общим для VII группы элементов, в которую входит и хлор[2]). Простое вещество хлор (CAS-номер: 7782-50-5) при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, с резким запахом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl2). Содержание 1 История открытия хлора 2 Распространение в природе 3 Изотопный состав [4] 4 Физические и физико-химические свойства 4.1 Растворимость 5 Химические свойства 5.1 Строение электронной оболочки 5.2 Взаимодействие с металлами 5.3 Взаимодействие с неметаллами 5.4 Другие свойства 5.5 Окислительные свойства хлора 5.6 Реакции с органическими веществами 6 Способы получения 6.1 Промышленные методы 6.1.1 Диафрагменный метод с твёрдым катодом 6.1.2 Мембранный метод с твёрдым катодом 6.1.3 Ртутный метод с жидким катодом 6.2 Лабораторные методы 7 Хранение хлора 8 Стандарты качества хлора 9 Применение 10 Биологическая роль 11 Особенности работы и меры предосторожности 12 Литература 13 См. также 14 Примечания 15 Ссылки править История открытия хлора Соединение с хлором — газообразный хлороводород — было впервые получено Джозефом Пристли в 1772 г. Хлор был получен в 1774 г. шведским химиком Карлом Вильгельмом Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите: 4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства. Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную соляную кислоту, то есть оксид соляной кислоты. Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия, однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор. править Распространение в природе В природе встречаются два изотопа хлора 35Cl и 37Cl. В земной коре хлор самый распространённый галоген. Хлор очень активен — он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы. Поэтому в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCI, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl2 · 6H2O, карналлита KCl · MgCl2 · 6Н2O, каинита KCl · MgSO4 · 3Н2О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов (содержание в морской воде 19 г/л[3]). На долю хлора приходится 0,025 % от общего числа атомов земной коры, кларковое число хлора — 0,017 %, а человеческий организм содержит 0,25 % ионов хлора по массе. В организме человека и животных хлор содержится в основном в межклеточных жидкостях (в том числе в крови) и играет важную роль в регуляции осмотических процессов, а также в процессах, связанных с работой нервных клеток. править Изотопный состав [4] В природе встречаются 2 стабильных изотопа хлора: с массовым числом 35 и 37. Доли их содержания соответственно равны 75,78 % и 24,22 %. Изотоп Относительная масса, а.е.м. Период полураспада Тип распада Ядерный спин 35Cl 34.968852721 Стабилен — 3/2 36Cl 35.9683069 301000 лет β-распад в 36Ar 0 37Cl 36.96590262 Стабилен — 3/2 38Cl 37.9680106 37,2 минуты β-распад в 38Ar 2 39Cl 38.968009 55,6 минуты β-распад в 39Ar 3/2 40Cl 39.97042 1,38 минуты β-распад в 40Ar 2 41Cl 40.9707 34 c β-распад в 41Ar 42Cl 41.9732 46,8 c β-распад в 42Ar 43Cl 42.9742 3,3 c β-распад в 43Ar править Физические и физико-химические свойства При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Некоторые его физические свойства представлены в таблице. Некоторые физические свойства хлора Свойство Значение[5] Цвет (газ) Жёлто-зелёный Температура кипения −34 °C Температура плавления −100 °C Температура разложения (диссоциации на атомы) ~1400 °C Плотность (газ, н.у.) 3,214 г/л Сродство к электрону атома 3,65 эВ Первая энергия ионизации 12,97 эВ Теплоемкость (298 К, газ) 34,94 (Дж/моль·K) Критическая температура 144 °C Критическое давление 76 атм Стандартная энтальпия образования (298 К, газ) 0 (кДж/моль) Стандартная энтропия образования (298 К, газ) 222,9 (Дж/моль·K) Энтальпия плавления 6,406 (кДж/моль) Энтальпия кипения 20,41 (кДж/моль) Энергия гомолитического разрыва связи Х-Х 243 (кДж/моль) Энергия гетеролитического разрыва связи Х-Х 1150 (кДж/моль) Энергия ионизациии 1255 (кДж/моль) Энергия сродства к электрону 349 (кДж/моль) Атомный радиус 0,073 (нм) Электроотрицательность по Полингу 3,20 Электроотрицательность по Оллреду-Рохову 2,83 Устойчивые степени окисления −1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7 Газообразный хлор относительно легко сжижается. Начиная с давления в 0,8 МПа (8 атмосфер), хлор будет жидким уже при комнатной температуре. При охлаждении до температуры в −34 °C хлор тоже становится жидким при нормальном атмосферном давлении. Жидкий хлор — жёлто-зелёная жидкость, обладающая очень высоким коррозионным действием (за счёт высокой концентрации молекул). Повышая давление, можно добиться существования жидкого хлора вплоть до температуры в +144 °C (критической температуры) при критическом давлении в 7,6 МПа. При температуре ниже −101 °C жидкий хлор кристаллизуется в орторомбическую решётку с пространственной группой Cmca и параметрами a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å [6]. Ниже 100 К орторомбическая модификация кристаллического хлора переходит в тетрагональную, имеющую пространственную группу P42/ncm и параметры решётки a=8,56 Å и c=6,12 Å[6]. править Растворимость Растворитель Растворимость г/100 г[7] Бензол Растворим Вода[8] (0 °C) 1,48 Вода (20 °C) 0,96 Вода (25 °C) 0,65 Вода (40 °C) 0,46 Вода (60 °C) 0,38 Вода (80 °C) 0,22 Тетрахлорметан (0 °C) 31,4 Тетрахлорметан (19 °C) 17,61 Тетрахлорметан (40 °C) 11 Хлороформ Хорошо растворим TiCl4, SiCl4, SnCl4 Растворим Степень диссоциации молекулы хлора Cl2 → 2Cl при 1000 К равна 2,07×10−4%, а при 2500 К 0,909 %. Порог восприятия запаха в воздухе равен 0,003 (мг/л). По электропроводности жидкий хлор занимает место среди самых сильных изоляторов: он проводит ток почти в миллиард раз хуже, чем дистиллированная вода, и в 1022 раз хуже серебра. Скорость звука в хлоре примерно в полтора раза меньше, чем в воздухе. править Химические свойства править Строение электронной оболочки На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, поэтому валентность равная 1 для атома хлора очень стабильна. За счёт присутствия в атоме хлора незанятой орбитали d-подуровня, атом хлора может проявлять и другие валентности. Схема образования возбуждённых состояний атома: Валентность Возможные степени окисления Электронное состояние валентного уровня Пример соединений I +1, −1 3s2 3p5 NaCl, NaClO III +3 3s2 3p4 3d1 NaClO2 V +5 3s2 3p3 3d2 KClO3 VII +7 3s1 3p3 3d3 KClO4 Также известны соединения хлора, в которых атом хлора формально проявляет валентность 4 и 6, например ClO2 и Cl2O6. Однако, эти соединения являются радикалами, то есть у них есть один неспаренный электрон. править Взаимодействие с металлами Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании): 2Na + Cl2 → 2NaCl 2Sb + 3Cl2 → 2SbCl3 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 править Взаимодействие с неметаллами C неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов), образует соответствующие хлориды. На свету или при нагревании активно реагирует (иногда со взрывом) с водородом по радикальному механизму. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3 % водорода, взрываются при облучении с образованием хлороводорода. Смесь хлора с водородом в небольших концентрациях горит бесцветным или желто-зелёным пламенем. Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200 °C.: Cl2 + H2 → 2HCl 5Cl2 + 2P → 2PCl5 2S + Cl2 → S2Cl2 С кислородом хлор образует оксиды в которых он проявляет степень окисления от +1 до +7: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7. Они имеют резкий запах, термически и фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду. При реакции с фтором, образуется не хлорид, а фторид: Cl2 + 3F2 (изб.) → 2ClF3 править Другие свойства Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами: Cl2 + 2HBr → Br2 + 2HCl Cl2 + 2NaI → I2 + 2NaCl При реакции с монооксидом углерода образуется фосген: Cl2 + CO → COCl2 При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты, либо их соли: Cl2 + H2O → HCl + HClO 3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O Хлорированием сухого гидроксида кальция получают хлорную известь: Cl2 + Ca(OH)2 → CaCl(OCl) + H2O Действие хлора на аммиак можно получить трёххлористый азот: 4NH3 + 3Cl2 → NCl3 + 3NH4Cl править Окислительные свойства хлора Хлор очень сильный окислитель. Cl2 + H2S → 2HCl + S править Реакции с органическими веществами С насыщенными соединениями: CH3-CH3 + Cl2 → C2H5Cl + HCl Присоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям: CH2=CH2 + Cl2 → Cl-CH2-CH2-Cl Ароматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов (например, AlCl3 или FeCl3): C6H6 + Cl2 → C6H5Cl + HCl править Способы получения править Промышленные методы Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой: MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O В 1867 году Диконом был разработан метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха. Процесс Дикона в настоящее время используется при рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений. 4HCl + O2 → 2H2O + 2Cl2 Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли: Анод: 2Cl− — 2е− → Cl20↑ Катод: 2H2O + 2e− → H2↑ + 2OH− Применяется три варианта электрохимического метода получения хлора. Два из них электролиз с твердым катодом: диафрагменный и мембранный методы, третий — электролиз с жидким ртутным катодом (ртутный метод производства). В ряду электрохимических методов производства самым легким и удобным способом является электролиз с ртутным катодом, но этот метод наносит значительный вред окружающей среде в результате испарения и утечек металлической ртути. править Диафрагменный метод с твёрдым катодом Полость электролизера разделена пористой асбестовой перегородкой — диафрагмой — на катодное и анодное пространство, где соответственно размещены катод и анод электролизёра. Поэтому такой электролизёр часто называют диафрагменным, а метод получения — диафрагменным электролизом. В анодное пространство диафрагменного электролизёра непрерывно поступает поток насыщенного анолита (раствора NaCl). В результате электрохимического процесса на аноде за счёт разложения галита выделяется хлор, а на катоде за счёт разложения воды — водород. При этом прикатодная зона обогащается гидроксидом натрия. Подробнее смотри анимированный процесс тут править Мембранный метод с твёрдым катодом Мембранный метод по сути, аналогичен диафрагменному, но анодное и катодное пространства разделены катионообменной полимерной мембраной. Мембранный метод производства эффективнее, чем диафрагменный, но сложнее в применении. править Ртутный метод с жидким катодом Процесс проводят в электролитической ванне, которая состоит из электролизера, разлагателя и ртутного насоса, объединённых между собой коммуникациями. В электролитической ванне под действием ртутного насоса циркулирует ртуть, проходя через электролизёр и разлагатель. Катодом электролизёра служит поток ртути. Аноды — графитовые или малоизнашивающиеся. Вместе с ртутью через электролизёр непрерывно течет поток анолита — раствора хлорида натрия. В результате электрохимического разложения хлорида на аноде образуются молекулы хлора, а на катоде выделившийся натрий растворяется в ртути образуя амальгаму. Подробнее смотри анимированный процесс тут править Лабораторные методы Ввиду доступности хлора в лабораторной практике обычно используется сжиженный хлор в баллонах. Для получения хлора в небольших количествах обычно используются процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия, диоксид свинца, бертолетова соль и т.п.), обычно использовался диоксид марганца или перманганат калия: 2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ +8H2O править Хранение хлора Производимый хлор хранится в специальных «танках» или закачивается в стальные баллоны высокого давления. Баллоны с жидким хлором под давлением имеют специальную окраску — защитный цвет. Следует отметить ,что при длительной эксплуатации баллонов с хлором в них накапливается чрезвычайно взрывчатый треххлористый азот, и поэтому время от времени баллоны с хлором должны проходить плановую промывку и очистку от хлорида азота. править Стандарты качества хлора Согласно ГОСТ 6718-93 «Хлор жидкий. Технические условия» производятся следующие сорта хлора Наименование показателя ГОСТ 6718-93 Высший сорт Первый сорт Объемная доля хлора, не менее, % 99,8 99,6 Массовая доля воды, не более, % 0,01 0,04 Массовая доля треххлористого азота, не более, % 0,002 0,004 Массовая доля нелетучего остатка, не более, % 0,015 0,10 править Применение Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд: Оконный профиль, изготовленный из хлорсодержащих полимеров Основным компонентом отбеливателей является Лабарракова вода (гипохлорит натрия) В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука, из которых изготавливают: изоляцию для проводов, оконный профиль, упаковочные материалы, одежду и обувь, линолеум и грампластинки, лаки, аппаратуру и пенопласты, игрушки, детали приборов, строительные материалы. Поливинилхлорид производят полимеризацией винилхлорида, который сегодня чаще всего получают из этилена сбалансированным по хлору методом через промежуточный 1,2-дихлорэтан. Отбеливающие свойства хлора известны с давних времен, хотя не сам хлор «отбеливает», а атомарный кислород, который образуется при распаде хлорноватистой кислоты: Cl2 + H2O → HCl + HClO → 2HCl + O•. Этот способ отбеливания тканей, бумаги, картона используется уже несколько веков. Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасные для растений. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Один из самых важных инсектицидов — гексахлорциклогексан (часто называемый гексахлораном). Это вещество впервые синтезировано ещё в 1825 г. Фарадеем, но практическое применение нашло только через 100 с лишним лет — в 30-х годах ХХ столетия. Использовался как боевое отравляющее вещество, а также для производства других боевых отравляющих веществ: иприт, фосген. Для обеззараживания воды — «хлорирования». Наиболее распространённый способ обеззараживания питьевой воды; основан на способности свободного хлора и его соединений угнетать ферментные системы микроорганизмов катализирующие окислительно-восстановительные процессы. Для обеззараживания питьевой воды применяют: хлор, двуокись хлора, хлорамин и хлорную известь. СанПиН 2.1.4.1074-01 [1] устанавливает следующие пределы (коридор) допустимого содержания свободного остаточного хлора в питьевой воде централизованного водоснабжения 0.3 — 0.5 мг/л. Ряд учёных и даже политиков в России критикуют саму концепцию хлорирования водопроводной воды. Альтернативой является озонирование. Материалы, из которых изготовлены водопроводные трубы, по разному взаимодействуют с хлорированной водопроводной водой. Свободный хлор в водопроводной воде существенно сокращает срок службы трубопроводов на основе полиолефинов: полиэтиленовых труб различного вида, в том числе сшитого полиэтилена, большие известного как ПЕКС (PEX, PE-X). В США для контроля допуска трубопроводов из полимерных материалов к использованию в водопроводах с хлорированной водой вынуждены были принять 3 стандарта: ASTM F2023 применительно к трубам из сшитого полиэтилена (PEX) и горячей хлорированной воде, ASTM F2263 применительно к полиэтиленовым трубам всем и хлорированной воде и ASTM F2330 применительно к многослойным (металлополимерным) трубам и горячей хлорированной воде. В части долговечности при взаимодействии с хлорированной водой положительные результаты демонстрируют медные водопроводные трубы. В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925. В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений. В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия. Как индикатор солнечных нейтрино в хлор-аргонных детекторах. Многие развитые страны стремятся ограничить использование хлора в быту, в том числе потому, что при сжигании хлорсодержащего мусора образуется значительное количество диоксинов. править Биологическая роль Солерос Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов. У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия, хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения через мембрану клеток. Именно этим объясняется его совместное участие с ионами натрия и калия в создании постоянного осмотического давления и регуляции водно-солевого обмена. Под воздействием ГАМК (нейромедиатор) ионы хлора оказывают тормозящий эффект на нейроны путём снижения потенциала действия. В желудке ионы хлора создают благоприятную среду для действия протеолитических ферментов желудочного сока. Хлорные каналы представлены во многих типах клеток, митохондриальных мембранах и скелетных мышцах. Эти каналы выполняют важные функции в регуляции объёма жидкости, трансэпителиальном транспорте ионов и стабилизации мембранных потенциалов, участвуют в поддержании рН клеток. Хлор накапливается в висцеральной ткани, коже и скелетных мышцах. Всасывается хлор, в основном, в толстом кишечнике. Всасывание и экскреция хлора тесно связаны с ионами натрия и бикарбонатами, в меньшей степени с минералокортикоидами и активностью Na+/K+ — АТФ-азы. В клетках аккумулируется 10-15 % всего хлора, из этого количества от 1/3 до 1/2 — в эритроцитах. Около 85 % хлора находятся во внеклеточном пространстве. Хлор выводится из организма в основном с мочой (90-95 %), калом (4-8 %) и через кожу (до 2 %). Экскреция хлора связана с ионами натрия и калия, и реципрокно с HCO3− (кислотно-щелочной баланс). Человек потребляет 5-10 г NaCl в сутки. Минимальная потребность человека в хлоре составляет около 800 мг в сутки. Младенец получает необходимое количество хлора через молоко матери, в котором содержится 11 ммоль/л хлора. NaCl необходим для выработки в желудке соляной кислоты, которая способствует пищеварению и уничтожению болезнетворных бактерий. В настоящее время участие хлора в возникновении отдельных заболеваний у человека изучено недостаточно хорошо, главным образом из-за малого количества исследований. Достаточно сказать, что не разработаны даже рекомендации по норме суточного потребления хлора. Мышечная ткань человека содержит 0,20-0,52 % хлора, костная — 0,09 %; в крови — 2,89 г/л. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) 95 г хлора. Ежедневно с пищей человек получает 3-6 г хлора, что с избытком покрывает потребность в этом элементе. Ионы хлора жизненно необходимы растениям. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование. Он необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами, стимулирует вспомогательные процессы фотосинтеза, прежде всего те из них, которые связаны с аккумулированием энергии. Хлор положительно влияет на поглощение корнями кислорода, соединений калия, кальция, магния. Чрезмерная концентрация ионов хлора в растениях может иметь и отрицательную сторону, например, снижать содержание хлорофилла, уменьшать активность фотосинтеза, задерживать рост и развитие растений. Но существуют растения, которые в процессе эволюции либо приспособились к засолению почв, либо в борьбе за пространство заняли пустующие солончаки на которых нет конкуренции. Растения произрастающие на засоленных почвах называются — галофиты, они накапливают хлориды в течение вегетационного сезона, а потом избавляются от излишков посредством листопада или выделяют хлориды на поверхность листьев и веток и получают двойную выгоду притеняя поверхности от солнечного света. Среди микроорганизмов, так же известны галофилы — галобактерии — которые обитают в сильносоленых водах или почвах. править Особенности работы и меры предосторожности Хлор — токсичный удушливый газ, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т.е. в два раза выше порога восприятия запаха хлора). Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ, использованных Германией в Первую мировую войну. При работе с хлором следует пользоваться защитной спецодеждой, противогазом, перчатками. На короткое время защитить органы дыхания от попадания в них хлора можно тряпичной повязкой, смоченной раствором сульфита натрия Na2SO3 или тиосульфата натрия Na2S2O3. ПДК хлора в атмосферном воздухе следующие: среднесуточная — 0,03 мг/м³; максимально разовая — 0,1 мг/м³; в рабочих помещениях промышленного предприятия — 1 мг/м³. править Литература Основы общей химии, т. 3, Б. В. Некрасов. — М.: Химия, 1970; Якименко Л. М., Производство хлора, каустической соды и неорганических хлорпродуктов, М., 1974; Постановление Госгортехнадзора России от 05.06.2003 N 48, Об утверждении Правил безопасности при производстве, хранении, транспортировании и применении хлора ПБ от 05.06.2003 N 09-594-03; Федеральный закон от 21.07.1997 N 116-ФЗО промышленной безопасности опасных производственных объектов (с изменениями на 18 декабря 2006 года); Постановление Госгортехнадзора России от 18.10.2002 N 61-А, Об утверждении Общих правил промышленной безопасности для организаций, осуществляющих деятельность в области промышленной безопасности опасных производственных объектов, ПБ от 18.10.2002 N 03-517-02; Приказ Минздрава РФ от 28 марта 2003 г. N 126 «Об утверждении Перечня вредных производственных факторов, при воздействии которых в профилактических целях рекомендуется употребление молока или других равноценных пищевых продуктов»; Приказ МПР РФ от 2 декабря 2002 г. N 786 «Об утверждении федерального классификационного каталога отходов» (с изм. и доп. от 30 июля 2003 г.); Постановление Госкомтруда СССР от 25.10.1974 N 298/П-22 «Об утверждении списка производств, цехов, профессий и должностей с вредными условиями труда, работа в которых дает право на дополнительный отпуск и сокращенный рабочий день» (с изменениями на 29 мая 1991 года); Постановление Минтруда России от 22.07.1999 N 26 «Об утверждении типовых отраслевых норм бесплатной выдачи специальной одежды, специальной обуви и других средств индивидуальной защиты работникам химических производств»; Постановление Главного государственного санитарного врача РФ от 30.05.2003 N 116 О введении в действие ГН 2.1.6.1339-03 «Ориентировочные безопасные уровни воздействия (ОБУВ) загрязняющих веществ в атмосферном воздухе населенных мест».(с изменениями на 3 ноября 2005 года); ГОСТ 6718-93 Хлор жидкий. Технические условия. править См. также Хлор на Викискладе? Производство хлора в России Абсорбционная колонна Хлорид золота Хлорная вода Хлорная известь Хлорид первого основания Рейзе Хлорид второго основания Рейзе − Соединения хлора × Гипохлориты × Перхлораты × Хлорангидриды × Хлораты × Хлориды × Хлорорганические соединения править Примечания ↑ Редкол.:Зефиров Н. С. (гл. ред.) Химическая энциклопедия: в 5 т. — Москва: Большая Российская энциклопедия, 1999. — Т. 5. — С. 280. ↑ Петрянов-Соколов И.В. (отв. ред.), Станцо В.В., Черненко М.Б. (составители) Популярная библиотека химических элементов. Книга первая. Водород — палладий. — 3 изд. — Москва: Издательство «Наука», 1983. — С. 238-247. — 575 с. ↑ J.P. Riley and Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965 ↑ Данные о изотопах хлора ↑ Описание свойств хлора на сайте ChemPortal.ru ↑ 1 2 Inorganic Crystal Structure Database ↑ Свойства хлора ↑ Насыщенный раствор хлора в воде называют «хлорной водой» править Ссылки Хлор на Webelements Хлор в Популярной библиотеке химических элементов Euro Chlor Первая германская газобаллонная атака на западноевропейском театре мировой войны у г. Ипра 22 апреля 1915 г. отрывок из книги Де-Лазари А. Н. Химическое оружие на фронтах Мировой войны 1914—1918 гг. Краткий исторический очерк. Плаванье в хлорированной воде повышают риск возникновения астмы Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 1 H   He 2 Li Be   B C N O F Ne 3 Na Mg   Al Si P S Cl Ar 4 K Ca   Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr   Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 6 Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo Щелочные металлы  Щёлочноземельные металлы  Лантаноиды Актиноиды Переходные металлы Другие металлы Металлоиды Другие неметаллы Галогены Инертные газы