Klor er en grønnaktig gul gass ved romtemperatur og atmosfærisk trykk. Det er to og en halv ganger tyngre enn luft. Det blir en flytende ved -34 °C (-29 °F). Det har en kvelende lukt, og innånding forårsaker kvelning, sammensnøring i brystet, tetthet i halsen, og—etter sterk eksponering—ødem (fylling med væske) av lungene. Så lite som én del per tusen i luften fører til død i løpet av noen få minutter, men mindre enn én del per million kan bli tolerert., Klor ble den første gassen brukt i kjemisk krigføring i World War I. gass er lett flytende ved nedkjøling eller presset av noen atmosfærer ved vanlig temperatur.
Klor har en høy electronegativity og en høy electron affinitet, sistnevnte er enda litt høyere enn for fluor., Affinitet av klor for hydrogen er så stor at reaksjonen fortsetter med eksplosiv vold i lyset, som i følgende ligning (der hv er lys):
I nærvær av trekull, kombinasjonen av klor og hydrogen foregår raskt (men uten eksplosjon) i mørket. En stråle av hydrogen vil brenne i klor med en sølvblank flamme. Høy affinitet for hydrogen lar klor reagerer med mange forbindelser som inneholder hydrogen., Klor reagerer med hydrokarboner, for eksempel, som kan erstatte klor-atomer for hydrogen atomer suksessivt. Hvis hydrokarbon er umettet, men kloratomer lett legge til dobbel eller trippel bond.
Klor-molekylene består av to atomer (Cl2). Klor kan kombineres med nesten alle elementene, bortsett fra det med lettere edle gasser, for å gi klorider; de fleste metaller er ioniske krystaller, mens de av semimetals og nonmetals er hovedsakelig molecular.,
produkter av reaksjon med klor vanligvis er klorider med høy oksidasjon tall, for eksempel jern trichloride (FeCl3), tinn koltetraklorid (SnCl4), eller antimon pentachloride (SbCl5), men det bør bemerkes at klorid av høyeste oksidasjon antall av en bestemt element er ofte i en lavere oksidasjon staten enn fluor med den høyeste oksidasjon number. Dermed, vanadium danner en pentafluoride, mens pentachloride er ukjent, og svovel gir en hexafluoride men ingen hexachloride. Med svovel, selv koltetraklorid er ustabil.,
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.,
Klor vil forskyve tyngre, mindre electronegative halogener, brom og jod, fra forbindelser. Forskyvningen av bromider, for eksempel, skjer i henhold til følgende likning:
Videre, den konverterer flere av nitrogenoksider i klorider. Et eksempel er konvertering av jern trioxide til tilsvarende chloride:
Klor er moderat løselig i vann, noe som klor vann, og fra denne løsningen en solid hydrat av ideelle sammensetning, Cl2∙7.66H2O, er oppnådd., Dette hydrat er preget av en struktur som er mer åpen enn på is; enheten celle inneholder 46 molekyler av vann og 6 hulrom egnet for klor-molekyler. Når hydrat står, disproportionation finner sted; det er en klor atom i molekylet er oksidert, og den andre er redusert. På samme tid, løsningen blir sure, som vist i følgende ligning:
der oksidering tall er skrevet ovenfor atom-symboler., Klor vann mister sin effektivitet som et oksiderende agent på stående, fordi hypochlorous acid gradvis brytes ned. Reaksjonen av klor med alkaliske løsninger gir salter av oxyacids.
Den første ionisering energi av klor er høy. Selv om ioner i positiv oksidasjon stater er ikke veldig stabil, høy oksidasjon tallene er stabilisert av koordinering, hovedsakelig med oksygen og fluor. I slike forbindelser bonding er hovedsakelig covalent, og klor er i stand til å stille de oksidasjon tall +1, +3, +4, +5, +6, og +7.