Kloor on toatemperatuuril rohekaskollane gaas ja atmosfääri rõhk . See on kaks ja pool korda õhust raskem. See muutub vedelaks temperatuuril −34 ° C (−29 ° F). Sellel on lämbumislõhn ja sissehingamine põhjustab lämbumist, rindkere kitsendamist, pingutust kurgus ja pärast tõsist kokkupuudet kopsude turset (vedelikuga täitumist). Nii vähe kui üks tuhat osa õhus põhjustab mõne minuti jooksul surma, kuid vähem kui üks osa miljoni kohta võib seda lubada. Kloor oli esimene keemiasõjas kasutatav gaas aastal Esimene maailmasõda . Gaas on hõlpsasti veeldatud jahutades või mõne atmosfääri rõhul tavalisel temperatuuril.
Klooril on kõrge elektronegatiivsus ja kõrge elektronide afiinsus, viimane on isegi veidi suurem kui fluoril. The afiinsus kloori sisaldus vesiniku jaoks on nii suur, et reaktsioon kulgeb valguses plahvatusliku vägivallaga, nagu järgmises võrrandis (kus h ν on valgus):
Söe juuresolekul toimub kloori ja vesiniku kombinatsioon pimedas kiiresti (kuid ilma plahvatuseta). Vesinikujoa põleb hõbedase leegiga klooris. Selle kõrge afiinsus vesiniku suhtes võimaldab klooril reageerida paljudega ühendid mis sisaldab vesinikku. Kloor reageerib süsivesinikega, asendades näiteks vesinikuaatomitega kloori aatomid. Kui süsivesinik on küllastumata, lisavad kloori aatomid kergesti topelt- või kolmiksidet.
Kloormolekulid koosnevad kahest aatomist (Clkaks). Kloor ühendab peaaegu kõigi elementidega, välja arvatud kergemad väärisgaasid, et saada kloriide; enamiku metallide omad on ioonsed kristallid , samas kui pool- ja mittemetallide omad on valdavalt molekulaarsed.
Klooriga reageerimise saadused on tavaliselt kõrge oksüdatsiooniarvuga kloriidid, näiteks raudtrikloriid (FeCl3), uskuma tetrakloriid (SnCl4) või antimonipentakloriid (SbCl5), kuid tuleb märkida, et konkreetse elemendi kõrgeima oksüdatsiooniarvuga kloriid on sageli madalama oksüdatsiooniastmega kui kõrgeima oksüdatsiooniarvuga fluoriid. Seega moodustab vanaadium pentafluoriidi, samas kui pentakloriid ei ole teada ja väävel annab heksafluoriidi, kuid mitte heksaklooriidi. Väävli puhul on isegi tetrakloriid ebastabiilne.
Lisaks mõnede kloriidide −1 oksüdatsiooniastmele on klooril järgmistes ioonides vastavalt +1, +3, +5 ja +7 oksüdatsiooniastmed: hüpoklorit (ClO-), kloriit (ClO-kaks), kloraat (ClO-3) ja perkloraat (ClO-4). Viis oksiidi - kloormonooksiid (ClkaksO), kloordioksiid (ClOkaks), kloorperkloraat (ClkaksVÕI4), dikloroheksoksiid (ClkaksVÕI6) ja dikloroheptoksiid (ClkaksVÕI7) - kõik ülireaktiivsed ja ebastabiilsed, on kaudselt sünteesitud. Kloor võib orgaaniliste ühenditega läbi viia liitmis- või asendusreaktsioone.
Kloor tõrjub raskema, vähem elektronegatiivse halogeenid , broom ja jood ühenditest. Näiteks toimub bromiidide nihkumine järgmise võrrandi järgi:
Lisaks muundab see mitu oksiidi kloriidideks. Näide on rauatrioksiidi muundamine vastavaks kloriidiks:
Kloor lahustub mõõdukalt vesi , saades kloorivee ja sellest lahusest ideaalse tahke hüdraadi kompositsioon , Clkaks∙ 7,66HkaksSaadakse O. Seda hüdraati iseloomustab struktuur, mis on avatum kui jää; ühikrakk sisaldab 46 molekuli vett ja 6 õõnsust, mis sobivad kloorimolekulide jaoks. Kui hüdraat seisab, toimub ebaproportsionaalsus; see tähendab, et üks kloori aatom molekulis oksüdeerub ja teine redutseerub. Samal ajal muutub lahus happeliseks, nagu on näidatud järgmises võrrandis:
miks ei tohiks surmanuhtlust kaotada
milles oksüdatsiooninumbrid on kirjutatud aatomsümbolite kohale. Kloorivesi kaotab oma tõhusus oksüdeeriva ainena seistes, kuna hüpokloorhape laguneb järk-järgult. Kloori reageerimisel leeliselahustega saadakse oksühapete soolad.
Esimene kloori ionisatsioonienergia on kõrge. Ehkki positiivses oksüdatsiooniastmes olevad ioonid pole eriti stabiilsed, stabiliseeritakse kõrged oksüdatsiooniarvud kooskõlastamise teel, peamiselt hapniku ja fluoriga. Sellistes ühendites on sidumine valdavalt kovalentne ja klooril on oksüdatsiooninumbrid +1, +3, +4, +5, +6 ja +7.
