Chlor je zelenožlutý plyn při pokojové teplotě a atmosférickém tlaku. Je dvakrát a půlkrát těžší než vzduch. Stává se kapalinou při -34 ° C (-29 ° F). Má dusivý zápach a inhalace způsobuje udušení, zúžení hrudníku, těsnost v krku a—po těžké expozici—edém (plnění tekutinou) plic. Jen jedna část na tisíc ve vzduchu způsobuje smrt během několika minut, ale méně než jedna část na milion může být tolerována., Chlor byl prvním plynem používaným v chemické válce v první světové válce. plyn je snadno zkapalněn chlazením nebo tlaky několika atmosfér při běžné teplotě.
chlor má vysokou elektronegativitu a vysokou elektronovou afinitu, která je dokonce o něco vyšší než fluor., Afinita chloru za vodík je tak velký, že reakce probíhá s nebezpečím výbuchu násilí ve světle, jako v následující rovnici (kde hv je světlo):
V přítomnosti uhlí, směs chloru a vodíku probíhá rychle (ale bez výbuchu) ve tmě. Proud vodíku bude hořet v chloru se stříbřitým plamenem. Jeho vysoká afinita k vodíku umožňuje chlóru reagovat s mnoha sloučeninami obsahujícími vodík., Chlor reaguje s uhlovodíky, například postupně nahrazuje atomy chloru pro atomy vodíku. Pokud je uhlovodík nenasycený, atomy chloru se však snadno přidávají k dvojité nebo trojité vazbě.
molekuly chloru se skládají ze dvou atomů (Cl2). Chlor se kombinuje s téměř všemi prvky, s výjimkou lehčích vzácných plynů, aby poskytoval chloridy; ty většiny kovů jsou iontové krystaly, zatímco ty poloměry a nekovy jsou převážně molekulární.,
produkty reakce s chlorem jsou obvykle chloridy s vysokými oxidačními čísly, jako je trichlorid železa (FeCl3), tetrachlorid cínu (SnCl4) nebo pentachlorid antimonu (SbCl5), ale je třeba poznamenat, že chlorid Nejvyššího oxidačního počtu určitého prvku je často v nižším oxidačním stavu než fluorid s nejvyšším oxidačním číslem. Vanad tedy tvoří pentafluorid, zatímco pentachlorid není znám a síra dává hexafluorid, ale žádný hexachlorid. Se sírou je i tetrachlorid nestabilní.,
Aside from the −1 oxidation states of some chlorides, chlorine exhibits +1, +3, +5, and +7 oxidation states, respectively, in the following ions: hypochlorite (ClO−), chlorite (ClO−2), chlorate (ClO−3), and perchlorate (ClO−4). Five oxides—chlorine monoxide (Cl2O), chlorine dioxide (ClO2), chlorine perchlorate (Cl2O4), dichlorine hexoxide (Cl2O6), and dichlorine heptoxide (Cl2O7)—all highly reactive and unstable, have been indirectly synthesized. Chlorine can undergo addition or substitution reactions with organic compounds.,
chlor vytlačuje těžší, méně elektronegativní halogeny, brom a jód, ze sloučenin. K posunutí bromidů dochází například podle následující rovnice:
dále převádí několik oxidů na chloridy. Příkladem je přeměna oxidu železa na odpovídající chlorid:
chlor je mírně rozpustný ve vodě, čímž se získá chlorová voda a z tohoto roztoku se získá pevný hydrát ideálního složení, Cl2∙7.66h2o., Tento hydrát je charakterizován strukturou, která je otevřenější než struktura ledu; jednotková buňka obsahuje 46 molekul vody a 6 dutin vhodných pro molekuly chloru. Když hydrát stojí, dochází k disproporci; to znamená, že jeden atom chloru v molekule je oxidován a druhý je snížen. Současně se roztok stává kyselým, jak je znázorněno v následující rovnici:
, ve kterém jsou oxidační čísla zapsána nad atomovými symboly., Chlorová voda ztrácí svou účinnost jako oxidační činidlo na stojanu, protože kyselina chlorná se postupně rozkládá. Reakce chloru s alkalickými roztoky poskytuje soli oxyacidů.
první ionizační energie chloru je vysoká. Přestože ionty v pozitivních oxidačních stavech nejsou příliš stabilní, vysoká oxidační čísla jsou stabilizována koordinací, zejména kyslíkem a fluorem. V těchto sloučeninách je vazba převážně kovalentní a chlor je schopen vykazovat oxidační čísla +1, +3, +4, +5, +6, a +7.