Хлор је гас зеленкасто жуте боје на собној температури и атмосферски притисак . Два и по пута је тежи од ваздуха. Течност постаје на -34 ° Ц (-29 ° Ф). Има задах који се гуши, а удисање изазива гушење, стезање грудног коша, стезање у грлу и - након јаког излагања - едем (пуњење течношћу) плућа. Само један део на хиљаду у ваздуху узрокује смрт у року од неколико минута, али се може толерисати мање од једног дела на милион. Хлор је био први гас који се користио у хемијском ратовању Први светски рат . Гас се течно тече хлађењем или притиском од неколико атмосфера на уобичајеној температури.
Хлор има високу електронегативност и висок афинитет према електронима, потоњи је чак нешто већи од флуора. Тхе афинитет хлора за водоник је толико велика да се реакција одвија са експлозивним насиљем у светлости, као у следећој једначини (где х ν је светло):
У присуству угља, комбинација хлора и водоника одвија се брзо (али без експлозије) у мраку. Млаз водоника сагореће у хлору сребрнастим пламеном. Његов велики афинитет за водоник омогућава хлору да реагује са многима једињења који садрже водоник. На пример, хлор реагује са угљоводоницима, на пример, замењујући атоме хлора атомима водоника сукцесивно. Ако је угљоводоник незасићен, међутим, атоми хлора се лако додају у двоструку или троструку везу.
Молекули хлора су састављени од два атома (Цлдва). Хлор се комбинује са готово свим елементима, осим са лакшим племенитим гасовима, дајући хлориде; они већине метала су јонски кристали , док су они полуметала и неметала претежно молекуларни.
Продукти реакције са хлором обично су хлориди са високим оксидационим бројевима, као што је гвожђе трихлорид (ФеЦл3), верујте тетрахлорид (СнЦл4), или антимонов пентахлорид (СбЦл5), али треба напоменути да је хлорид са највишим оксидационим бројем одређеног елемента често у нижем оксидационом стању од флуорида са највећим оксидационим бројем. Дакле, ванадијум формира пентафлуорид, док је пентахлорид непознат, а сумпор даје хексафлуорид, али не и хексахлорид. Са сумпором је чак и тетрахлорид нестабилан.
Поред -1 оксидационих стања неких хлорида, хлор показује +1, +3, +5, односно +7 оксидационих стања у следећим јонима: хипохлорит (ЦлО-), хлорит (ЦлО-два), хлорат (ЦлО-3) и перхлорат (ЦлО-4). Пет оксида - хлор моноксид (ЦлдваО), хлор-диоксид (ЦлОдва), хлор-перхлорат (ЦлдваИЛИ4), дихлор-хексоксид (ЦлдваИЛИ6) и дихлор-хептоксид (ЦлдваИЛИ7) - сви високо реактивни и нестабилни, индиректно су синтетизовани. Хлор може проћи реакције додавања или супституције са органским једињењима.
Хлор истискује теже, мање електронегативне халогени , бром и јод, из једињења. Премештање бромида, на пример, догађа се према следећој једначини:
Даље, претвара неколико оксида у хлориде. Пример је конверзија гвожђевог триоксида у одговарајући хлорид:
Хлор је умерено растворљив у воде , дајући хлорну воду, а из овог раствора чврсти хидрат идеала састав , Цлдва∙ 7,66ХдваО, добија се. Овај хидрат карактерише структура која је отворенија од леда; јединична ћелија садржи 46 молекула воде и 6 шупљина погодних за молекуле хлора. Када хидрат стоји, долази до диспропорције; односно један атом хлора у молекулу је оксидисан, а други редукован. У исто време, раствор постаје кисео, као што је приказано у следећој једначини:
чудан случај јекилл-а и хиде-а
у којој су изнад атомских симбола написани оксидациони бројеви. Вода хлора губи своје ефикасност као оксидационо средство при стајању, јер се хлороводонична киселина постепено распада. Реакција хлора са алкалним растворима даје соли оксиакиселина.
Прва енергија јонизације хлора је велика. Иако јони у позитивним оксидационим стањима нису врло стабилни, високи оксидациони бројеви се стабилизују координацијом, углавном са кисеоником и флуором. У таквим једињењима веза је претежно ковалентна, а хлор је способан да покаже оксидационе бројеве +1, +3, +4, +5, +6 и +7.
