Klór forrásának megtekintése

{{Klór/Táblázat}}
A '''klór''' a [[Kémiai elemek periódusos rendszere|periódusos rendszer]] [[kémiai elem]]einek egyike. Vegyjele '''Cl''', rendszáma 17. Nyelvújításkori elnevezése ''halvany''.<ref name=kfki>{{cite web |url= http://www.kfki.hu/chemonet/hun/teazo/gyujt/nyelv2.html |title=A magyar kémiai szaknyelv kialakulása |accessdate=2010-12-03 |author=Szőkefalvi-Nagy Zoltán |coauthors =Szabadváry Ferenc |year=1972 |work=A kémia története Magyarországon |publisher=Akadémiai Kiadó}}</ref> [[Szabványos nyomás és hőmérséklet|Standard nyomáson és hőmérsékleten]] sárgászöld színű, erősen mérgező kétatomos gáz. A klór a hetedik főcsoport eleme, azaz a [[halogének]] közé tartozik, közülük a második legkönnyebb. A periódusos rendszerben a [[kén]] és az [[argon]] között helyezkedik el. Vegyértékelektron-szerkezete 3s<sup>2</sup> 3p<sup>5</sup>. A periódusos rendszer elemei közül a klórnak a legnagyobb az [[elektronaffinitás]]a, egyben a harmadik legnagyobb [[elektronegativitás]]ú elem a [[fluor]] és az [[oxigén]] után. Ennek köszönhetően a klór erős [[redoxireakció|oxidálószer]], szabad állapotban ritka, legtöbbször csak [[Tűzhányó|vulkanikus]] gázokban található meg elemi formában.

A klór leggyakoribb vegyülete, a [[nátrium-klorid]] (konyhasó), ősidők óta ismert ételízesítő szer. Klórt [[kémiai reakció]]val először 1630 környékén állítottak elő, de tulajdonságait csak később, 1774-ben írta le [[Carl Wilhelm Scheele]], aki téves módon egy új kémiai elem oxidjának tartotta. 1809-ben kémikusok egy csoportja felvetette annak lehetőségét, hogy az akkor már jórészt ismert gáz nem vegyület, hanem egy kémiai elem, de ezt teljes bizonyossággal csak később, 1810-ben jelentette ki [[Humphry Davy|Sir Humphry Davy]], aki a görög χλωρóς&nbsp;''khlôros ''(halványzöld) kifejezés nyomán nevezte el klórnak.

A [[Föld]]ön található klór legnagyobb része [[Ionos kötés|ionos]] formában van jelen. A fluor után a második leggyakoribb halogén és a 21. leggyakoribb elem a [[földkéreg]]ben. Szárazföldi lerakódásai azonban eltörpülnek az óceánok és tengerek vizében lévő hatalmas tartalékok mellett, amelyek tömegének a klór 1,9%-át teszi ki. Ipari mennyiségben elemi klórt telített nátrium-klorid oldat [[elektrolízis]]ével állítanak elő. A klórt erős oxidáló tulajdonsága miatt fehérítőszerként, [[fertőtlenítőszerek|fertőtlenítőszerként]] és vegyipari reagensként használják. Az előállított klór kétharmadát szerves vegyületek, [[műanyag]]ok – például [[PVC|poli(vinil-klorid)]] előállításánál hasznosítják, de fontos reagens olyan vegyületek előállításánál is, melyek végeredményben nem tartalmaznak klórt. Fertőtlenítőszerként az elemi klórt, illetve klór fejlesztésére képes vegyületeket uszodák vizének tisztításánál használják fel.

[[Klorid]]ion formájában a klór az élő szervezetek működése szempontjából létfontosságú elem, szabad állapotban, nagy koncentrációban viszont nagyon veszélyes és mérgező minden élőlényre nézve. Klórvegyületek az élőlényekben ritkán fordulnak elő, a mesterséges klórtartalmú szerves vegyületek szervezetre való hatása változó. A légkör felső rétegeiben a klórtartalmú szerves vegyületek szerepet játszanak az [[ózonréteg]] elvékonyodásában. A neutrofilekben – a baktériumokra adott immunválasz részeként – kis mennyiségű elemi klór keletkezik a klorid hipoklorittá történő oxidációja során.

==Történet==
[[File:PSM V31 D740 Carl Wilhelm Scheele.jpg|thumb|left|180px|[[Carl Wilhelm Scheele]], a klór felfedezője]]
A klór leggyakoribb vegyületét, a nátrium-kloridot ősidőktől fogva ismerik, régészeti bizonyítékok szerint a sós vizet már i.e. 6000-ben, a kősót pedig már i.e. 3000-ben is használták tartósításra.<ref>{{cite web|url=http://antiquity.ac.uk/ProjGall/weller/ |title=The earliest salt production in the world: an early Neolithic exploitation in Poiana Slatinei-Lunca, Romania |accessdate=2008-07-10 |deadurl=yes |archiveurl=https://web.archive.org/web/20110430145935/http://antiquity.ac.uk/ProjGall/weller/ |archivedate=April 30, 2011 }}</ref> Az emberi táplálkozásban betöltött szerepe már az ókorban is jól ismert volt, a [[Római Birodalom]]ban a tábornokok és tisztek szolgálataiért időnként sóval fizettek. Elemi klórt vélhetően először az 1200-as évek elején fejlesztettek, ugyanis a [[királyvíz]] előállításakor klórgáz is képződik, bár ekkor még nem azonosították új elemként. 1630 körül a flamand fizikus és kémikus [[Jan Baptist van Helmont]] felismerte, hogy a klór gáz halmazállapotú.<ref name=Greenwood789>Greenwood and Earnshaw, p. 789–92</ref>

Az elemet először a svéd kémikus [[Carl Wilhelm Scheele]] tanulmányozta részletekbe menően és neki tulajdonítható a klór felfedezése is.<ref name=krogt>{{cite web |url=//elements.vanderkrogt.net/element.php?sym=Cl |title=17 Chlorine |publisher=Elements.vanderkrogt.net |accessdate=2008-09-12 |archiveurl=https://web.archive.org/web/20100123003013/http://elements.vanderkrogt.net/element.php?sym=Cl |archivedate=2010-01-23 }}</ref> A klórt hidrogén-klorid [[mangán-dioxid]]dal történő oxidációjával állította elő:<ref name=Greenwood789/>

:4 HCl + MnO<sub>2</sub> → MnCl<sub>2</sub> + 2 H<sub>2</sub>O + Cl<sub>2</sub>

Scheele a klór számos tulajdonságát megfigyelte, többek között sárgászöld színét, a királyvízre emlékeztető szagát, fehérítő hatását, és a rovarokra való halálos hatását.<ref name=Greenwood792>Greenwood and Earnshaw, pp. 792–3</ref> Jóllehet, Scheele azt gondolta, hogy egy vegyületet állított elő, amit „''deflogisztonizált marinsavnak''” nevezett<ref name=krogt/> (a marinsav a sósav korabeli neve volt). Abban az időben elterjedt nézet volt, hogy a savak oxigént tartalmazó vegyületek (ez máig fennmaradt a német és holland nyelvben, ahol az oxigén neve ''sauerstoff'' és ''zuurstof''), ezért néhány vegyész, köztük [[Claude Louis Berthollet]] azt javasolta, hogy a Scheele által előállított ''deflogisztonizált marinsav'' az oxigén és egy még fel nem fedezett elem vegyülete, aminek a ''muraticum'' nevet javasolták.<ref>{{Cite book|url=https://books.google.com/?id=34KwmkU4LG0C&pg=PA158|page=158|title=The development of modern chemistry|author=Ihde, Aaron John|publisher=Courier Dover Publications|date=1984|isbn=0-486-64235-6}}</ref><ref name="Weeks">{{cite journal|doi = 10.1021/ed009p1915|title = The discovery of the elements. XVII. The halogen family|date = 1932|last1 = Weeks|first1 = Mary Elvira|authorlink1=Mary Elvira Weeks|journal = Journal of Chemical Education|volume = 9|issue = 11|page = 1915|bibcode=1932JChEd...9.1915W | issn = 0021-9584 }}</ref>

1809-ben [[Joseph Louis Gay-Lussac]] és [[Louis-Jacques Thénard]] megkísérelte elbontani a ''deflogisztonizált marinsavat'' úgy, hogy faszénnel reagáltatták, abban a reményben, hogy szén-dioxid képződése mellett felszabadul a ''muraticum''.<ref name="krogt"/> Kísérletük nem járt eredménnyel és kiadtak egy beszámolót, amelyben megfontolták annak lehetőségét, hogy a ''deflogisztonizált marinsav'' valójában egy elem, de erről nem voltak teljesen meggyőződve.<ref>{{cite journal|title = On the nature and the properties of muriatic acid and of oxygenated muriatic acid|journal = Mémoires de Physique et de Chimie de la Société d'Arcueil|volume = 2|pages = 339–358|date = 1809|url = http://web.lemoyne.edu/~giunta/thenard.html|quote = "In fact, oxygenated muriatic acid is not decomposed by charcoal, and it might be supposed, from this fact and those that are communicated in this Memoir, that this gas is a simple body. The phenomena that it presents can be explained well enough on this hypothesis; we shall not seek to defend it, however, as it appears to us that they are still better explained by regarding oxygenated muriatic acid as a compound body."|author = Gay-Lussac, Joseph Louis|author2 = Thénard, Louis-Jacques}}</ref> 1810-ben [[Humphry Davy]] újra, elvégezte ugyanezt a kísérletet és arra a következtetésre jutott, hogy az anyag egy elem, nem pedig vegyület.<ref name=krogt/> Eredményeit még az év november 15-én bejelentette a [[Royal Society]] előtt.<ref name=Greenwood789/> Az elemnek a ''klór'' nevet adta a görög ''χλωρος'' (''klorosz'' = zöldessárga) szó után, ami az elem színére utalt.<ref>{{cite journal|author = Sir Humphry Davy |title = On a Combination of Oxymuriatic Gas and Oxygene Gas|journal = Philosophical Transactions of the Royal Society|volume = 101|pages = 155–162|date = 1811|doi = 10.1098/rstl.1811.0008|url=http://www.chemteam.info/Chem-History/Davy-Chlorine-1811.html}}</ref> A ''halogén'' szót (jelentése „sóképző”) eredetileg a klórra használta [[Johann Salomo Christoph Schweigger]] 1811-ben. Később a kifejezést a fluor, a klór, a bróm és a jód általános megnevezéseként használták [[Jöns Jakob Berzelius]] 1842-es javaslatára.<ref>{{Cite journal|title=J. S. C. Schweigger: His Romanticism and His Crystal Electrical Theory of Matter|author=Snelders, H. A. M.|journal=Isis|volume=62|issue=3 |date=1971| page=328| doi=10.1086/350763| jstor=229946}}</ref> 1823-ban [[Michael Faraday]] elsőként állított elő cseppfolyós klórt,<ref>{{cite web |url = http://www.aps.org/publications/apsnews/200108/history.cfm |title =This Month in Physics History September 4, 1821 and August 29, 1831: Faraday and Electromagnetism|editor=Chodos, Alan |publisher=American Physical Society |accessdate = 2010-05-08}}</ref><ref>{{cite web |url = http://www-history.mcs.st-andrews.ac.uk/Biographies/Faraday.html |author=O'Connor J. J. |author2=Robertson E. F. |work=School of Mathematics and Statistics, University of St Andrews, Scotland |title =Michael Faraday|accessdate = 2010-05-08}}</ref> és kimutatta, hogy az akkor „szilárd klórként” ismert anyag klór hidrát (Cl<sub>2</sub>·H<sub>2</sub>O).<ref name=Greenwood789/>

A klórgázt először a francia [[Claude Louis Berthollet]] használta textilanyagok fehérítésére 1785-ben.<ref name=encyc>{{cite encyclopedia |encyclopedia=Encyclopædia Britannica |title=Bleaching |url=http://www.1902encyclopedia.com/B/BLE/bleaching.html |accessdate=2012-05-02 |edition=9th Edition (1875) and 10th Edition (1902)}}</ref><ref name="Cotton">{{Cite book|title=The Cotton Industry|url=https://archive.org/details/cottonindustry0000aspi| last=Aspin| first=Chris| publisher=Shire Publications Ltd| date=1981| isbn=0-85263-545-1| page=[https://archive.org/details/cottonindustry0000aspi/page/24 24]| postscript=.{{inconsistent citations}}}}</ref> A modern fehérítők is Bertholletnek köszönhetők, aki 1789-ben először állított elő [[nátrium-hipoklorit]]ot (hypót) a laboratóriumában klórgáz nátrium-karbonát oldaton való átvezetésével. A keletkező folyadék, az „''Eau de Javel''” nátrium-hipoklorit híg oldata volt. Ez az eljárás nem volt túl hatékony, ezért más módszereket kerestek. A skót vegyész és iparos [[Charles Tennant]] oltott mészbe klórgázt vezetve [[kalcium-hipoklorit]] (klórmész) oldatot állított elő, melyből kinyerte a szilárd kalcium-hipokloritot (fehérítő por).<ref name=encyc/> Ez a vegyület kis mennyiségű elemi klórt fejlesztett és sokkal egyszerűbben szállítható volt, mint a nátrium-hipoklorit, mely vízmentes formában veszélyesen erős és instabil oxidálószer, ezért csak híg vizes oldatban lehetett szállítani. XIX. század végén E. S. Smith szabadalmaztatott egy eljárást a nátrium-hipoklorit gyártására, melyben a nátrium-klorid oldat elektrolízisével, majd a keletkező klórgáz, valamint nátrium-hidroxid reagáltatásával állított elő nátrium-hipokloritot.<ref>{{cite web |url=http://www.chm.bris.ac.uk/motm/bleach/bleachh.htm |title=Bleach (Sodium Hypochlorite) |author=Paul May |publisher=University of Bristol |accessdate=13 December 2016 |archiveurl=https://web.archive.org/web/20161213230407/http://www.chm.bris.ac.uk/motm/bleach/bleachh.htm |archivedate=13 December 2016 |deadurl=no}}</ref> Ezt a klóralkáli elektrolízisnek nevezett eljárást először 1892-ben mutatták be ipari méretekben és ma is ez az elemi klór és a nátrium-hidroxid elsődleges forrása.<ref name=Greenwood798>Greenwood and Earnshaw, p. 798</ref>

Az 1800-as évek elejétől kezdődően a klórt széles körben kezdték fertőtlenítőszerként alkalmazni. 1847-ben [[Semmelweis Ignác]] kötelezte az orvosokat a szülészeti osztályokra történő belépés előtti klóros [[kézmosás]]ra, amivel drasztikusan sikerült csökkentenie a gyermekágyi lázban meghaltak számát. Az ivóvíz klórozása ma már szinte általános minden fejlett országban.<ref name=Greenwood792/> A klórgázt [[vegyi fegyver]]ként először a német hadsereg alkalmazta az [[első világháború]]ban 1915 április 22-én [[Ypres]]nél.<ref>{{cite web|url=http://www.drcordas.com/education/weaponsmassd/Chlorine.pdf |title=Chlorine – History |accessdate=2008-07-10 |deadurl=yes |archiveurl=https://web.archive.org/web/20070221140939/http://www.drcordas.com/education/weaponsmassd/Chlorine.pdf |archivedate=21 February 2007 }}</ref><ref>{{cite web |title = Weaponry: Use of Chlorine Gas Cylinders in World War I|url = http://www.historynet.com/weaponry-use-of-chlorine-gas-cylinders-in-world-war-i.htm|publisher = historynet.com|accessdate = 2008-07-10}}</ref>

== Tulajdonságok ==
===Fizikai tulajdonságok===
[[File:Chlorine liquid in an ampoule.jpg|thumb|right|Szobahőmérsékleten, 7,4 bar nyomáson cseppfolyósított klór plexiüvegbe ágyazott kvarc ampullában]]
[[File:Die chemischen elemente cl.jpg|thumb|right|Szilárd klór −150&nbsp;°C-on]]
A klór [[nemfémek|nemfémes elem]] a periódusos rendszer VII. főcsoportjában, a második legkönnyebb [[halogének|halogén]]. Tulajdonságai hasonlítanak a [[fluor]], a [[bróm]] és a [[jód]] tulajdonságaira, és többségében átmenetet képeznek a fluor és a bróm tulajdonságai között. A többi halogénelemhez hasonlóan a klór is hét [[vegyértékelektron]]nal rendelkezik, elektronszerkezete [Ne]3s<sup>2</sup>3p<sup>5</sup>. A nemesgázszerkezet eléréséhez egy elektronja hiányzik, ezért erős oxidálószer és számos elemmel reagál, hogy egy elektron felvételével kialakítsa a stabil elektronoktettet.<ref name=Greenwood800>Greenwood and Earnshaw, pp. 800–4</ref> A periodikus trendeknek megfelelően [[elektronegativitás]]a a fluor és a bróm kötött van (F: 3,98, Cl: 3,16, Br: 2,96, I: 2,66), és reaktivitása is átmenetet képez a két elem között. A klór a halogének közül a fluor utáni második legerősebb oxidálószer, képes elemi állapotúvá oxidálni a bromidokat és jodidokat, miközben kloriddá alakul. Megfordítva, a kloridion a bromidnál és a jodidnál gyengébb redukálószer, de a fluoridionnál erősebb.<ref name=Greenwood800/> [[Atomsugár|Atomsugara]] a fluor és a bróm atomsugara közti érték, és ennek köszönhetően számos atomi paramétere illeszkedik a klór-bróm-jód [[Triád (kémia)|triádba]], ahol a három elem tulajdonságai, mint az [[ionizációs energia]], [[elektronaffinitás]], disszociációs energia, ionrádiusz és az X−X kötéshossz egyenletesen változik.<ref name=Greenwood800/>

A halogének molekulái között gyenge [[van der Waals-erők]] hatnak, melyek erőssége az atomok méretével nő. Így a klór olvadáspontja (−101,0&nbsp;°C) és forráspontja (−34,0&nbsp;°C) is lényegesen magasabb, mint a fluor olvadás- és forráspontjai (−219,6&nbsp;°C illetve −188,1&nbsp;°C), de alacsonyabbak a bróm ugyanezen értékeinél (−7,25&nbsp;°C illetve 59,5&nbsp;°C).<ref name=Greenwood800/> Az atomtömegekből következő sok másik tulajdonság, például a [[olvadáshő|olvadás-]] és [[forráshő]], valamint a sűrűség is hasonló tendenciát mutat. A csoportban lefelé haladva a halogének színe is mélyül, így míg a fluor halvány sárgás színű, addig a klór határozottan sárgászöld. Ennek az eltérésnek az oka, hogy a nehezebb halogének a látható hullámhosszokon több fényt nyelnek el.<ref name=Greenwood800/> Konkrétan egy halogén színét a legnagyobb energiájú betöltött lazító ''π<sub>g</sub>'' molekulapálya és a legkisebb energiájú betöltetlen ''σ<sub>u</sub>'' molekulapálya közti elektronátmenet határozza meg.<ref name=Greenwood804>Greenwood and Earnshaw, pp. 804–9</ref> A hőmérséklet csökkenésével a klór színe halványodik és −195&nbsp;°C-on már majdnem színtelen.<ref name=Greenwood800/>

A szilárd brómhoz és jódhoz hasonlóan a szilárd klór is ortorombos rétegrácsban kristályosodik. A Cl−Cl távolság a molekulán belül 198&nbsp;pm, ami közel azonos a gázfázisban lévő 199&nbsp;pm-es kötéshosszal; A Cl···Cl távolság a molekulák közt rétegen belül 332&nbsp;pm, a rétegek között pedig 382&nbsp;pm (összehasonlításként a klór van der Waals-rádiusza 180&nbsp;pm). Ebből a szerkezetből adódóan a klór igen csekély vezetőképességgel rendelkezik, gyakorlatilag egyáltalán nem vezeti az áramot.<ref name=Greenwood800/>

===Izotópok===
{{Bővebben|A klór izotópjai}}
A klórnak két stabil izotópja van, a <sup>35</sup>Cl és a <sup>37</sup>Cl. A természetben csak ez a két izotóp fordul elő, nagyobb mennyiségben a <sup>35</sup>Cl, mely az összes klórnak körülbelül 76%-át alkotja, a <sup>37</sup>Cl pedig a maradék 24%-ot teszi ki. Mindkét izotóp a csillagokban lezajló [[nukleoszintézis]] keletkezik az oxigénégés és a szilíciumégés által.<ref name="Cameron">{{cite journal | last1 = Cameron | first1 = A. G. W. | year = 1973 | title = Abundance of the Elements in the Solar System | url = http://pubs.giss.nasa.gov/docs/1973/1973_Cameron_1.pdf | journal = Space Science Review | volume = 15 | pages = 121–146 | doi = 10.1007/BF00172440 | bibcode = 1973SSRv...15..121C | accessdate = 2018-07-15 | archiveurl = https://web.archive.org/web/20111021030549/http://pubs.giss.nasa.gov/docs/1973/1973_Cameron_1.pdf | archivedate = 2011-10-21 }}</ref> Mindketten 3/2-es magspinnel bírnak, ezért [[NMR-spektroszkópia|NMR-spektroszkópiában]] használhatóak, azonban, mivel a magspin nagyobb 1/2-nél a magtöltés eloszlása nem gömbszimmetrikus, és ez magkvadrupól-momentumot és a kvadrupólrelaxációnak köszönhetően rezonanciaszélesedést eredményez, korlátozva a módszer hatékonyságát.<ref name=Greenwood800/> A többi klórizotóp mind [[radioaktivitás|radioaktív]], melyek felezési ideje túl rövid ahhoz, hogy a természetben primordiális elemként forduljanak elő. Ezek közül laboratóriumban a <sup>36</sup>Cl (t<sub>1/2</sub> = 3.0×10<sup>5</sup>&nbsp;év) és a <sup>38</sup>Cl (t<sub>1/2</sub> = 37.2&nbsp;perc) a leggyakrabban használt, melyeket a természetes klór neutronaktivációjával lehet előállítani.<ref name=Greenwood800/>

A klór legstabilabb radioaktív izotópja a <sup>36</sup>Cl. A <sup>35</sup>Cl-nál könnyebb klórizotópok általában elektronbefogással [[kén]]izotópokká, a <sup>37</sup>Cl-nál nehezebbek [[béta-bomlás]]sal [[argon]]izotópokká bomlanak. A <sup>36</sup>Cl mindkét módon bomolhat stabil <sup>36</sup>S-re, vagy <sup>36</sup>Ar-ra.<ref name=NUBASE>{{cite journal |date=2003 |title=The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties |url=http://www.nndc.bnl.gov/amdc/nubase/Nubase2003.pdf |journal=[[Nuclear Physics A]] |volume=729 |pages=3–128 |doi=10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001 |bibcode=2003NuPhA.729....3A |last1=Audi |first1=G. |last2=Bersillon |first2=O. |last3=Blachot |first3=J. |last4=Wapstra |first4=A. H. |accessdate=2018-07-15 |archiveurl=https://web.archive.org/web/20080923135135/http://www.nndc.bnl.gov/amdc/nubase/Nubase2003.pdf |archivedate=2008-09-23 }}</ref> A <sup>36</sup>Cl nyomokban előfordul a természetben, főként a <sup>36</sup>[[argon|Ar]] izotópból keletkezik a [[légkör]]ben, a [[kozmikus sugárzás]] hatására.

==Kémiai tulajdonságok és vegyületek==
{| class="wikitable" style="float:right; margin-top:0; margin-left:1em; text-align:center; font-size:10pt; line-height:11pt; width:25%;"
|+ style="margin-bottom: 5px;" | Halogén kötési energiák (kJ/mol)<ref name=Greenwood804/>
|-
! X
! XX
! HX
! BX<sub>3</sub>
! AlX<sub>3</sub>
! CX<sub>4</sub>
|-
! F
| 159
| 574
| 645
| 582
| 456
|-
! Cl
|243
|428
|444
|427
|327
|-
! Br
|193
|363
|368
|360
|272
|-
! I
|151
|294
|272
|285
|239
|}
A klór reaktivitását tekintve a fluor és a bróm között helyezkedik el és a legreaktívabb elemek közé tartozik. A klór gyengébb oxidálószer, mint a fluor, de a brómnál és a jódnál erősebb. Ez a X<sub>2</sub>/X<sup>−</sup> párok [[standardpotenciál|standard elektródpotenciál]] értékeiből is látható (F: +2.866&nbsp;V; Cl: +1.395&nbsp;V; Br: +1.087&nbsp;V; I: +0.615&nbsp;V; At: kb. +0.3&nbsp;V). A kötési energiákban azonban nem figyelhető meg ez a tendencia, mivel a fluor egyedülálló a kis mérete, kis polarizálhatósága és a kötésekhez elérhető mélyen elhelyezkedő d-orbitálok hiánya miatt. Egy másik jelentős különbség, hogy a klór számos vegyületében megtalálható pozitív oxidációs állapotban, míg a fluornak nincsenek ilyen vegyületei. A klórozás gyakran magasabb oxidációs állapothoz vezet, mint a brómozás, vagy a jódozás, de alacsonyabbhoz a fluorozásnál. A klór hajlamos a M–M, M–H, vagy M–C kötéseket tartalmazó vegyületekkel reagálni M-Cl kötés képződése közben.<ref name=Greenwood804/>

Az ({{tört| 1|2}}O<sub>2</sub>/H<sub>2</sub>O) = +1.229&nbsp;V standardpotenciál értéket tekintve azt várhatnánk, hogy a klór képes a víz oxigénjét oxidálni elemi oxigénné és hidrogén-kloriddá. A reakció kinetikája azonban kedvezőtlen, ami a túlfeszültség jelenségével függ össze, és ezért a kloridok vizes oldatának elektrolízisekor klórgáz fejlődik, nem pedig oxigén.<ref name=Greenwood853>Greenwood and Earnshaw, pp. 853–6</ref>

===Hidrogén-klorid===
[[File:Hydrochloric acid 05.jpg|thumb|right|200px|Sósav]]
A legegyszerűbb klórvegyület a [[hidrogén-klorid]], amely gáz formában, vagy vízben oldva [[sósav]] formájában is fontos vegyszer az iparban és a laboratóriumban egyaránt. A hidrogén-kloridot gyakran állítják elő hidrogén klórgázban való égetésével katalizátor használata nélkül, vagy nyerik a [[szénhidrogének]] klórozásának melléktermékeként. A hagyományos „salt-cake” nevű eljárásban [[nátrium-klorid]]ot reagáltatnak tömény kénsavval, hogy hidrogén-klorid gázt nyerjenek:<ref name=Greenwood809/>
:NaCl + H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> → NaHSO<sub>4</sub> + HCl (150 °C)
:NaCl + NaHSO<sub>4</sub> → Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> + HCl (540–600 °C)
Kisebb mennyiségben laboratóriumban előállítható a HCl-gáz, ha tömény sósavat tömény kénsavval reagáltatnak. A deutérium-klorid leghatékonyabban [[benzoil-klorid]] és [[nehézvíz]] (D<sub>2</sub>O) reakciójával állítható elő.<ref name=Greenwood809>Greenwood and Earnshaw, pp. 809–812</ref>
[[File:DCl Neutron powder.png|thumb|250px|left|A szilárd deutérium-klorid szerkezete, D···Cl hidrogénkötésekkel]]
A hidrogén-klorid [[standardállapot]]ban színtelen, szúrós szagú gáz, úgy mint a többi hidrogén-halogenid a [[hidrogén-fluorid]] kivételével, mert a molekulái között nem alakulnak ki [[hidrogénkötés]]ek. Alacsony hőmérsékleten viszont a szilárd hidrogén-klorid kristályokban a molekulák gyenge hidrogénkötések kialakításával cikk-cakk láncokat alkotnak, amelyek hasonlóak a szilárd hidrogén-fluoridban létrejövő szerkezethez. A hőmérséklet emelésével azonban a rendezetlenség jelentősen nő.<ref name=Greenwood809/> A hidrogén-klorid vizes oldata, a sósav erős sav (p''K''<sub>a</sub> = −7), mivel a vizes oldatban kialakuló gyenge O-H···Cl hidrogénkötések túl gyengék ahhoz, hogy megakadályozzák a teljes ionos disszociációt. A sósav, mint a HCl és H<sub>2</sub>O kétkomponensű keveréke állandó (108,6&nbsp;°C) forráspontú [[azeotrópos elegy]]et képez 20,2% HCl tartalom esetén, ezért desztillációval nem lehet ennél töményebb oldatot előállítani.<ref name=Greenwood812>Greenwood and Earnshaw, pp. 812–6</ref> A sósavnak négy állandó kristályosodási eutektikus pontja van, ezek a kristályos formák a HCl·H<sub>2</sub>O (68% HCl), HCl·2H<sub>2</sub>O (51% HCl), HCl·3H<sub>2</sub>O (41% HCl), HCl·6H<sub>2</sub>O (25% HCl) és a jég (0% HCl). Ezeken kívül létezik még egy metastabil eutektikus pont is 24,8%-es összetételnél a jég és a HCl·3H<sub>2</sub>O kristályforma között.<ref name="aspen">{{Cite book |publisher=Aspen Technology |title=Aspen Properties |series=binary mixtures modeling software |edition=calculations by Akzo Nobel Engineering |year = 2002–2003}}</ref> Az 1:1 aránynál nagyobb töménységű elegy két külön folyadékfázisra válik szét.

[[Fájl:Phase diagram HCl H2O s l.PNG|thumb|250px|A HCl vizes oldatának olvadáspontja a koncentráció függvényében.<ref>{{Cite book |title=Gmelins Handbuch der Anorganischen Chemie |chapter=Systemnummer 6 Chlor |publisher=Chemie Berlin |year=1927}}</ref><ref>{{Cite book |title=Gmelins Handbuch der Anorganischen Chemie |chapter=Systemnummer 6 Chlor, Ergänzungsband Teil B&nbsp;– Lieferung 1 |publisher=Chemie Weinheim |year=1968}}</ref>]]
A hidrogén-fluoriddal szemben a vízmentes, cseppfolyós hidrogén-klorid kevésbé használható oldószerként, ami a fizikai tulajdonságai közül különösen az alacsony olvadáspontból, a folyadék halmazállapot kis hőmérséklet-tartományából, a kis [[dielektromos állandó]]ból és az elhanyagolható mértékű H<sub>2</sub>Cl<sup>+</sup> és {{chem|HCl|2|-}} ionokra való öndisszociációból következik. Ez utóbbi oka, hogy a {{chem|HCl|2|-}} ion sokkal kevésbé stabil, mint a bifluoridion ({{chem|HF|2|-}}), a hidrogén és klóratomok közt kialakuló nagyon gyenge hidrogénkötések miatt, bár nagy méretű és gyengén polarizáló kationokkal, például [[cézium]]ionnal, vagy [[Kvaterner ammóniumvegyület|kvaterner ammónium kationnal]] előállíthatók sói. A vízmentes hidrogén-klorid gyenge oldószer, mindössze kisebb molekulavegyületeket (pl.: [[nitrozil-klorid]], [[fenol]]) vagy kis [[rácsenergia|rácsenergiájú]] sókat (pl. tetraalkil-ammónium-halogenidek) képes feloldani. Könnyedén protonálja a nemkötő elektronpárt, vagy π-kötéseket tartalmazó [[elektrofil]]eket. Szolvolitikus folyamatok, ligandumhelyettesítési és oxidációs reakciók is jól ismertek hidrogén-klorid oldatban:<ref name=Greenwood818>Greenwood and Earnshaw, pp. 818–9</ref>
:Ph<sub>3</sub>SnCl + HCl → Ph<sub>2</sub>SnCl<sub>2</sub> + PhH (szolvolízis)
:Ph<sub>3</sub>COH + 3 HCl → {{chem|Ph|3|C|+|HCl|2|-}} + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>Cl<sup>−</sup> (szolvolízis)
:{{chem|Me|4|N|+|HCl|2|-}} + BCl<sub>3</sub> → {{chem|Me|4|N|+|BCl|4|-}} + HCl (ligandumhelyettesítés)
:PCl<sub>3</sub> + Cl<sub>2</sub> + HCl → {{chem|PCl|4|+|HCl|2|-}} (oxidáció)

===Más egyszerű kloridok===
[[File:Nickel(II)-chloride-hexahydrate-sample.jpg|thumb|right|250px|Hidratált [[nikkel(II)-klorid]], NiCl<sub>2</sub>(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub>.]]
A periódusos rendszer majdnem minden eleme alkot kloridokat. Kivételt képeznek a [[nemesgázok]] a [[xenon]]t leszámítva (XeCl<sub>2</sub>, XeCl<sub>4</sub>), melyek közömbösségük miatt nem vihetők reakcióba; a nukleárisan instabil nehezebb elemek, melyek elbomlanak mielőtt kémiai vizsgálatnak tehetnék ki őket, illetve a [[fluor]] és az [[oxigén]], melyek ugyan alkotnak vegyületeket a klórral, de ezek a fluor és oxigén nagyobb elektronegativitása miatt fluoridoknak, vagy oxidoknak minősülnek.<ref name=Greenwood821>Greenwood and Earnshaw, pp. 821–4</ref>

A fémek Cl<sub>2</sub>-al való klórozása általában magasabb oxidációs állapotot eredményez, mint a Br<sub>2</sub>-al való brómozás, amikor több oxidációs állapot is lehetséges. Erre példa a [[molibdén]] reakciója elemi klórral és brómmal, ahol MoCl<sub>5</sub> és MoBr<sub>3</sub> keletkezik. A kloridok előállíthatók az elemek, vagy oxidjaik, hidroxidjaik és karbonátjaik sósavval való reakciójával, majd enyhe melegítéssel, alacsony nyomáson, vagy vízmentes hidrogén-klorid gázzal dehidratálhatóak. Ezek a módszerek akkor működnek a legjobban ha a keletkező klorid stabil a hidrolízissel szemben. Más esetben valamilyen száraz eljárást kell alkalmazni, gyakran magas hőmérsékleten. A lehetőségek közt szerepel az elem magas hőmérsékletű oxidatív klórozása klórral, vagy hidrogén-kloriddal. Abban az esetben, ha egynél több oxidációs állapot lehetséges, néha előfordul, hogy elemi klórral oxidálva a nagyobb, hidrogén-kloriddal pedig a kisebb oxidációs számú vegyület keletkezik, például a vas esetén:
:Fe + {{tört|3|2}} Cl<sub>2</sub> → FeCl<sub>3</sub>
:Fe + 2 HCl → FeCl<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>
További eljárásokat jelent a fém-oxidok, vagy más fém-halogenidek magas hőmérsékletű klórozása klórral, illékony fém-kloriddal, [[szén-tetraklorid]]dal, vagy egy szerves kloriddal. Például a [[cirkónium-dioxid]] klórral standard körülmények közt reagál és [[cirkónium-tetraklorid]] keletkezik, vagy az [[urán-trioxid]] reagál a [[hexaklórpropén]]nel [[urán-tetraklorid]] keletkezése mellett. Ez utóbbi esetben oxidációsszám-csökkenés is végbemegy, ami elérhető még a magasabb oxidációs számú klorid hidrogénnel, vagy fémmel való redukciójával, esetleg termikus disszociációval, vagy diszproporcióval:<ref name=Greenwood821/>
: EuCl<sub>3</sub> + {{tört|1|2}} H<sub>2</sub> → EuCl<sub>2</sub> + HCl
: ReCl<sub>5</sub> → ReCl<sub>3</sub> + Cl<sub>2</sub> (500 °C)
: AuCl<sub>3</sub> → AuCl + Cl<sub>2</sub> (160 °C)

Az alkáli- és alkáliföldfémek, valamint az [[aktinoidák]] és [[lantanoidák]] +2-es és +3-as vegyértékű kloridjainak többsége ionos, míg a nemfémek és a fémek +3-as oxidációs állapottól felfelé kovalens kloridokat alkotnak. Az [[ezüst-klorid]] vízben gyakorlatilag oldhatatlan, ezért az analitikában gyakran alkalmazzák kloridok kimutatására.<ref name=Greenwood821/>

===Poliklorid ionok===
Bár a klór erős oxidálószer nagy ionizációs energiával, de extrém körülmények között oxidálható a {{chem|Cl|2|+}} kationná. Ez a kation igen instabil és eddig csak az elektromágneses spektrumát figyelték meg, amikor kisnyomású kisülési csőben sikerült előállítani. A sárga színű {{chem|Cl|3|+}} kation ennél stabilabb és a következő módon lehet előállítani:<ref name=Greenwood842>Greenwood and Earnshaw, pp. 842–4</ref>
:Cl<sub>2</sub> + ClF + AsF<sub>5</sub> → {{chem|Cl|3|+|AsF|6|-}} (78°C)
A reakciót az oxidáló [[arzén-pentafluorid]] oldószerben viszik véghez. A trijodiddal analóg szerkezetű triklorid aniont ({{chem|Cl|3|-}}) is jellemezték már.<ref name=Greenwood824/>

===Fluoridok===
A klór fluorral háromféle interhalogén vegyületet alkot (ClF, ClF<sub>3</sub> és ClF<sub>5</sub>), melyek mindegyike [[diamágnesesség|diamágneses]].<ref name=Greenwood824>Greenwood and Earnshaw, pp. 824–8</ref> Ezeknek néhány kation-, vagy anionszármazéka is ismert, mint például a {{chem|ClF|2|-}}, {{chem|ClF|4|-}}, {{chem|ClF|2|+}}, vagy a Cl<sub>2</sub>F<sup>+</sup>.<ref name=Greenwood835>Greenwood and Earnshaw, pp. 835–42</ref> A klór néhány [[pszeudohalogén|pszeudohalogén-csoporttal]] alkotott vegyülete is ismert, például a [[cianogén-klorid]] (ClCN), a klór-cianát (ClNCO), a klór-tiocianát (ClSCN) és a klór-azid (ClN<sub>3</sub>).<ref name=Greenwood824/>

A [[klór-monofluorid]] (ClF) egy termikusan rendkívül stabil, színtelen gáz, melynek olvadáspontja −155,6&nbsp;°C, forráspontja pedig −100,1&nbsp;°C. Előállítható az elemek közvetlen reakciójával 225&nbsp;°C-os hőmérsékleten, de a terméket meg kell tisztítani a melléktermék ClF<sub>3</sub>-tól és a kiindulási anyagoktól. A vegyület tulajdonságai átmenetet képeznek a klór és a fluor tulajdonságai között. Szobahőmérsékleten, vagy magasabb hőmérsékleten számos fémmel reagál fém-fluoridok és klór képződése mellett. Klór-fluorozó ágensként is viselkedhet többszörös kötést tartalmazó vegyület addíciós, vagy oxidációs reakcióiban: például megtámadja a [[szén-monoxid]]ot karbonil-klorofluorid (COFCl) képződése mellett. Analóg módon reagál [[hexafluoraceton]]nal, [[kálium-fluorid]] katalizátor jelenlétében és [[heptafluorizopropil-hipoklorit]]ot képez; [[nitrilek]]kel (RCN-ből RCF<sub>2</sub>NCl<sub>2</sub> ); és a kén-oxidokkal (SO<sub>2</sub>-ból és SO<sub>3</sub>-ból ClOSO<sub>2</sub>F és ClSO<sub>2</sub>F). Az -OH, vagy -NH csoportokat tartalmazó vegyületekkel (például a vízzel) exoterm reakcióba lép:<ref name=Greenwood824/>
:H<sub>2</sub>O + 2 ClF → 2 HF + Cl<sub>2</sub>O

A [[klór-trifluorid]] (ClF<sub>3</sub>) színtelen gáz, olvadáspontja −76,3&nbsp;°C, forráspontja 11,8&nbsp;°C. Szobahőmérsékleten nyomás alatt halvány sárgászöld folyadékká kondenzálódik, jellemzően ilyen formában kerül kereskedelmi forgalomba. Előállítása közvetlenül klórgáz, vagy klór-monofluorid fluorozásával, 200–300&nbsp;°C-on korrózióálló, nikkelből (vagy Ni-Cu 67%-30% ötvözetből) készült edényben történik. A klór-trifluorid az egyik legreakcióképesebb ismert vegyület, már közönséges körülmények között is hevesen reagál olyan, egyébként inertnek tartott anyagokkal, mint az [[azbeszt]], a [[beton]], vagy a [[homok]]. Vízzel és a legtöbb szerves vegyülettel robbanásszerűen reagál. Spontán égés következik be [[hidrogén]]nel, [[kálium]]mal, [[foszfor]]ral, [[arzén (elem)|arzénnel]], [[antimon]]nal, [[kén]]nel, [[szelén]]nel, [[tellúr]]ral, [[bróm]]mal, [[jód]]dal és por alakú [[molibdén]]nel, [[volfrám]]mal, [[ródium]]mal, [[irídium]]mal és [[vas]]sal. A [[nátrium]], [[magnézium]], [[alumínium]], [[cink]], [[ón]] és [[ezüst]] felületén áthatolhatatlan fluoridréteget képez és ez megállítja a reakciót, de hevítés hatására folytatódik a reakció. Magasabb hőmérsékleten megtámadja a [[palládium]]ot, a [[platina|platinát]] és az [[arany (kémiai elem)|arany]]at, sőt még a [[xenon]]t és [[radon]]t is fluorozza.

A klór-trifluorid tárolására jellemzően nikkel tartályokat használnak, mivel a nikkel passzív nikkel-fluorid réteg képződése miatt ellenálló vele szemben. [[Hidrazin]]nal való reakcióját, amely során hidrogén-fluorid, nitrogén és klórgáz fejlődik kísérleti rakétamotorokban használták. Mivel a legtöbb szerkezeti anyagot spontán meggyújtja, a [[második világháború]] során a [[Harmadik Birodalom|Náci Németországban]] gyújtóbombaként alkalmazták.<ref name="HMika">http://www.vilaglex.hu/Kemia/Html/KlorTrif.htm</ref> Ma a vegyületet főként az [[Dúsított urán|urándúsítás]]ban [[urán-hexafluorid]] előállítására, illetve a nukleáris fűtőanyagok újrafeldolgozásakor az urán [[plutónium]]tól való elválasztására használják. A folyékony klór-trifluorid fluoridion-donorként és -akceptorként is viselkedhet (Lewis-bázis vagy Lewis-sav), viszont nincs arra bizonyíték, hogy öndisszociáció útján számottevő mértékben {{chem|ClF|2|+}} és {{chem|ClF|4|-}} ionokká alakul.<ref name=Greenwood828>Greenwood and Earnshaw, pp. 828–31</ref>

A [[klór-pentafluorid]]ot (ClF<sub>5</sub>) nagyobb mennyiségben a klór feleslegben vett [[fluor]]gázzal való közvetlen fluorozásával 350&nbsp;°C 250&nbsp;atm nyomáson; kisebb mennyiségben pedig fém-kloridok 100–300&nbsp;°C-on fluorgázzal való reakciójával állítják elő. Olvadáspontja −103&nbsp;°C, forráspontja −13,1&nbsp;°C. Nagyon erős fluorozószer, bár a klór-trifluoridnál gyengébb. A klór-trifluoridnak csak néhány sajátos sztöchiometriájú reakcióját közölték. Az [[arzén-pentafluorid]] és az [[antimon-pentafluorid]] ionos adduktumot képez vele, melyek szerkezete [ClF<sub>4</sub>]<sup>+</sup>[MF<sub>6</sub>]<sup>−</sup> (M = As, Sb), vízzel pedig hevesen reagál hidrogén-fluorid és FClO<sub>2</sub> keletkezése közben:<ref name=Greenwood832>Greenwood and Earnshaw, pp. 832–5</ref>
:2 H<sub>2</sub>O + ClF<sub>5</sub> → 4 HF + FClO<sub>2</sub>

A termék [[kloril-fluorid]] az öt ismert klór-oxid-fluorid egyike. Ezek a vegyületek a termikusan instabil FClO-tól a kémiailag meglehetősen inert FClO<sub>3</sub>-ig terjednek. A többi oxid fluorid a FClO<sub>2</sub>, F<sub>3</sub>ClO, és a F<sub>3</sub>ClO<sub>2</sub> összetételű vegyület.
Mind az öt vegyület szerkezetileg és kémiailag is a klór-fluoridokra hasonlít, több közülük Lewis-savként, vagy bázisként viselkedhet attól függően, hogy fluoridion leadására, vagy felvételére képesek, emellett erős oxidáló- és fluorozószerek is.<ref name=Greenwood875>Greenwood and Earnshaw, pp. 875–80</ref>

===Klór-oxidok===
[[File:Chlorine dioxide gas and solution.jpg|thumb|right|Sárga színű klór-dioxid (ClO<sub>2</sub>) gáz klór-dioxid oldat felett]]
[[File:Dichlorine-heptoxide-3D-balls.png|thumb|right|A diklór-heptoxid (Cl<sub>2</sub>O<sub>7</sub>), a legstabilabb klór-oxid szerkezete]]
A klór oxidjait instabilitásuk ellenére (mindegyik endoterm vegyület, melyek képződési entalpiája nagy pozitív érték) nagyon részletesen tanulmányozták. Fontosságukat annak köszönhetik, hogy a fluorozott-klórozott szénhidrogének [[fotolízis]]ekor keletkeznek a felsőbb légrétegekben és károsítják az [[ózonréteg]]et. Egyik klór-oxid sem állítható elő az elemek közvetlen reakciójával.<ref name=Greenwood844>Greenwood and Earnshaw, pp. 844–50</ref>

A [[diklór-monoxid]] (Cl<sub>2</sub>O) standard körülmények között barnássárga gáz (szilárd vagy folyékony állapotban vörösesbarna), amelyet a klórgáz [[higany(II)-oxid]]dal való reagáltatásával lehet előállítani. A diklór-monoxid nagyon jól oldódik vízben, vizes oldatban [[hipoklórossav]]val (HOCl) tart fenn egyensúlyt, amely anhidridjének tekinthető. Emiatt a vegyület hatékony fehérítő és gyakran használják hipokloritok előállítására. Hő, vagy szikra hatására, illetve ammóniagáz jelenlétében felrobban.<ref name=Greenwood844/>

A [[klór-dioxid]]ot (ClO<sub>2</sub>) az első ismert klór-oxidot [[Humphry Davy]] fedezte fel 1811-ben. Standard körülmények közt sárga színű (szilárd vagy folyékony állapotban mélyvörös színű) paramágneses gáz, ami a páratlan számú elektronja alapján várható is. Dimerizációval szemben stabil, mivel a párosítatlan elektronja hajlamos a [[delokalizáció]]ra. Folyadékállapotban −40&nbsp;°C fölötti hőmérsékleten robban, a gáz pedig szobahőmérsékleten már akkor is felrobbanhat, ha a nyomás 6,7&nbsp;kPa fölé emelkedik. Ezek miatt csak kis koncentrációkban szabad előállítani, ennek ellenére nagy mennyiségben alkalmazzák facellulóz fehérítésére és víztisztításra. Előállítása általában nátrium klorát nátrium-kloriddal, savas közegben történő redukciójával történik, a reakció formálisan a következőként írható fel:<ref name=Greenwood844/> 
:{{chem|ClO|3|-}} + Cl<sup>−</sup> + 2 H<sup>+</sup> → ClO<sub>2</sub> + {{tört|1|2}} Cl<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>O
A klór-dioxid erélyes oxidálószerként viselkedik a legtöbb szerves s szervetlen anyaggal szemben, könnyedén reagál a kénnel, a foszforral, a foszfor-trihalogenidekkel, és a kálium-tetrahidro-boráttal. Vízben hőfejlődés közben oldódik és sötétzöld oldat keletkezik, ami sötétben nagyon lassan bomlik. Alacsony hőmérsékleten ClO<sub>2</sub>·''n''H<sub>2</sub>O (''n'' ≈ 6–10) összetételű kristályos [[klatrát]]vegyület válik ki. Fény hatására azonban ezek az oldatok gyors fotolízisen mennek keresztül és [[klórossav]] és [[sósav]] keveréke keletkezik.

A diszkrét ClO<sub>2</sub> molekulák UV-fény hatására bekövetkező fotolízisekor ClO- és ClOO-gyökök képződnek, míg szobahőmérsékleten főként elemi klór, oxigén, valamint némi ClO<sub>3</sub> és Cl<sub>2</sub>O<sub>6</sub> képződik.A szilárd klór-dioxid −78&nbsp;°C-on végbemenő fotolízisekor Cl<sub>2</sub>O<sub>3</sub> is képződik, egy sötétbarna szilárd anyag, ami 0&nbsp;°C fölött felrobban. A ClO-gyök környezeti szempontból különösen káros, mivel a [[sztratoszféra|sztratoszférában]] található [[ózon]] fogyásához vezet:<ref name=Greenwood844/>
:Cl• + O<sub>3</sub> → ClO• + O<sub>2</sub>
:ClO• + O• → Cl• + O<sub>2</sub>

A [[klór-perklorát]] (ClOClO<sub>3</sub>) standard körülmények között halványsárga folyadék, ami a ClO<sub>2</sub>-nál is kevésbé stabil vegyület, szobahőmérsékleten elemi klórra, oxigénre és diklór-hexaoxidra (Cl<sub>2</sub>O<sub>6</sub>) bomlik.<ref name=Greenwood844/> A klór-perklorát a [[perklórsav]] klórszármazékának tekinthető, hasonlóan sok más oxosav termikusan instabil klórszármazékához, például a [[klór-nitrát]] (ClONO<sub>2</sub>, nagyon reaktív és robbanékony), vagy a [[klór-fluoroszulfát]] (ClOSO<sub>2</sub>F, stabilabb, de szintén erősen reaktív és nedvességérzékeny).<ref name=Greenwood883>Greenwood and Earnshaw, pp. 883–5</ref> A [[diklór-hexaoxid]] sötétvörös folyadék, amely −180&nbsp;°C-on megfagyva sárga színű szilárd anyaggá alakul. A diklór-hexaoxid előállítására a legjobb módszer a klór-dioxid reagáltatása ózonnal. Korábban a klór-trioxid dimerjének gondolták, de röntgendiffrakciós vizsgálatokkal megállapították, hogy szerkezete valójában ionos ([ClO<sub>2</sub>]<sup>+</sup>[ClO<sub>4</sub>]<sup>−</sup>). Vízben klórsav és perklórsav keverékére hidrolizál, vízmentes hidrogén-fluoridban pedig egy egyensúlyi folyamat alakul ki.<ref name=Greenwood844/>

A [[diklór-heptoxid]] (Cl<sub>2</sub>O<sub>7</sub>) a [[perklórsav]] anhidridje és könnyedén előállítható úgy, hogy perklórsavból −10&nbsp;°C-on foszforsavból elvonjuk a vizet, majd −35&nbsp;°C-on és csökkentett nyomáson (1&nbsp;mmHg) desztilláljuk. A diklór-heptoxid ütésre érzékeny, színtelen, olajszerű folyadék. A klór-oxidok közül a legkevésbé reakcióképes és szobahőmérsékleten nem gyújtja meg a szerves vegyületeket. Vízben, vagy alkálifém-lúgokban oldva visszaalakul perklórsavvá, vagy perklorátokká. Termikus bomlása azonban robbanásszerű lehet, ami a központi Cl−O kötés felhasadásával kezdődik ClO<sub>3</sub>- és ClO<sub>4</sub>-gyököket eredményezve, amelyek azonnal elemeikre bomlanak.<ref name=Greenwood844/>

===Oxosavak és sóik===
{| class="wikitable" style="float:right; margin-top:0; margin-left:1em; text-align:center; font-size:10pt; line-height:11pt; width:25%;"
|+ Klórtartalmú vegyületek, ionok standard redoxipotenciál értékei vizes oldatban<ref name=Greenwood853/>
! {{nowrap|E°(pár)}}!!{{nowrap|''a''(H<sup>+</sup>) {{=}} 1}}<br>(savoldat)!!{{nowrap|E°(pár)}}!!{{nowrap|''a''(OH<sup>−</sup>) {{=}} 1}}<br>(lúgoldat)
|-
|Cl<sub>2</sub>/Cl<sup>−</sup>||+1,358|||Cl<sub>2</sub>/Cl<sup>−</sup>||+1,358
|-
|HOCl/Cl<sup>−</sup>||+1,484||ClO<sup>−</sup>/Cl<sup>−</sup>||+0,890
|-
|{{chem|ClO|3|-}}/Cl<sup>−</sup>||+1,459||&nbsp;||&nbsp;
|-
|HOCl/Cl<sub>2</sub>||+1,630||ClO<sup>−</sup>/Cl<sub>2</sub>||+0,421
|-
|HClO<sub>2</sub>/Cl<sub>2</sub>||+1,659||&nbsp;||&nbsp;
|-
|{{chem|ClO|3|-}}/Cl<sub>2</sub>||+1,468||&nbsp;||&nbsp;
|-
|{{chem|ClO|4|-}}/Cl<sub>2</sub>||+1,277||&nbsp;||&nbsp;
|-
|HClO<sub>2</sub>/HOCl||+1,701||{{chem|ClO|2|-}}/ClO<sup>−</sup>||+0,681
|-
|&nbsp;||&nbsp;||{{chem|ClO|3|-}}/ClO<sup>−</sup>||+0,488
|-
|{{chem|ClO|3|-}}/HClO<sub>2</sub>||+1,181||{{chem|ClO|3|-}}/{{chem|ClO|2|-}}||+0,295
|-
|{{chem|ClO|4|-}}/{{chem|ClO|3|-}}||+1,201||{{chem|ClO|4|-}}/{{chem|ClO|3|-}}||+0,374
|}

A klórnak négy oxosava van: a [[hipoklórossav]] (HOCl), a [[klórossav]] (HOClO), a [[klórsav]] (HOClO<sub>2</sub>) és a [[perklórsav]] (HOClO<sub>3</sub>). Ahogy a táblázatban szereplő redoxipotenciál értékekből is látható, a klór savas oldatokban sokkal kevésbé hajlamos a diszproporcióra, mint bázikus oldatokban:<ref name=Greenwood853/>

{|
|-
| Cl<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>O || ⇌ HOCl + H<sup>+</sup> + Cl<sup>−</sup> || ''K''<sub>savas oldat</sub> = 4,2{{e|−4}}
|-
| Cl<sub>2</sub> + 2 OH<sup>−</sup> || ⇌ OCl<sup>−</sup> + H<sub>2</sub>O + Cl<sup>−</sup> || ''K''<sub>lúgos oldat</sub> = 7,5{{e|15}}
|}

A hipoklorition tovább diszproporcionálódik kloriddá és kloráttá (3 ClO<sup>−</sup> ⇌ 2 Cl<sup>−</sup> + {{chem|ClO|3|-}}), de ez a reakció 70&nbsp;°C alatti hőmérsékleten igen lassú. A klorát maga is diszproporcionálódhat kloridra és perklorátra (4 {{chem|ClO|3|-}} ⇌ Cl<sup>−</sup> + 3 {{chem|ClO|4|-}}), de a reakció még 100&nbsp;°C-on is nagyon lassú. Általánosságban elmondható, hogy a reakciók sebessége párhuzamosan nő a klór oxidációs állapotának csökkenésével. A klór-oxosavak saverőssége az oxidációs szám növekedésével rohamosan nő, ennek magyarázata az hogy minél több oxigénatom van a molekulában, a visszamaradó negatív töltés annál nagyobb anionon oszlik el, csökkentve ezzel a protonra ható elektrosztatikus vonzóerőt.<ref name=Greenwood853/>

A legtöbb klór-oxosav előállítható ezeknek a diszproporciós reakcióknak a kihasználásával. A [[hipoklórossav]] erősen reaktív és instabil, sóit, a hipokloritokat fehérítésre és fertőtlenítésre használják. Igen erős oxidálószerek és készségesen reagálnak különféle szervetlen vegyületekkel, ionokkal általában egy oxigénatom átadásával. A [[klórossav]] még kevésbé stabilis és nem lehet izolálni, de a vizes klór-dioxid oldat bomlásakor keletkezik. A [[nátrium]]mal alkotott sója, a [[nátrium-klorit]] viszont stabil és textilek fehérítésére, vagy színtelenítésére, oxidálószerként, illetve klór-dioxid előállítására használják. A [[klórsav]] erős sav és hideg vízben 30%-os koncentrációig elegendően stabil, de melegítés hatására klór és klór-dioxid képződik belőle. Csökkentett nyomáson bepárolva tovább lehet növelni a koncentrációját 40%-ig, de ezután már perklórsavra, klórra, vízre, oxigénre és klór-dioxidra bomlik. Legfontosabb sója a [[nátrium-klorát]], melyet főként a papírfehérítéséhez szükséges [[klór-dioxid]] előállítására használnak. A klorátok kloridra és oxigénre való bomlása gyakran alkalmazott laboratóriumi módszer kis mennyiségű oxigén fejlesztésére. A kloridok és klorátok szinproporciója során klórgáz fejlődhet a következők szerint:<ref name=Greenwood856>Greenwood and Earnshaw, pp. 856–70</ref>
:{{chem|ClO|3|-}} + 5 Cl<sup>−</sup> + 6 H<sup>+</sup> → 3 Cl<sub>2</sub> + 3 H<sub>2</sub>O

A [[perklórsav]] és a perklorátok a klór legstabilabb oxovegyületei, összhangban azzal a ténnyel, hogy a klórvegyületek közül a legalacsonyabb (−1) és legmagasabb (+7) oxidációs állapotúak a legstabilabbak. A perklórsav és a perklorátok vizes oldatai szobahőmérsékleten nem különösebben reaktívak a reakcióikhoz szükséges nagy aktivitási energia miatt, de melegítés hatására erélyes oxidálószerként kezdenek viselkedni, ezért különös odafigyeléssel kell lenni a perklorátokkal való munka során. A perklorátokat iparilag nátrium-klorát elektrolitikus oxidációjával állítják elő, a perklórsavat pedig vízmentes [[nátrium-perklorát]], vagy [[bárium-perklorát]] tömény sósavval való reakciójával gyártják, majd a keletkező kloridcsapadék leszűrésével és a szűrlet desztillációjával töményítik. A vízmentes perklórsav szobahőmérsékleten színtelen, könnyen folyó, ütésre érzékeny folyadék, ami a legtöbb szerves vegyülettel való érintkezés hatására felrobban, a [[hidrogén-jodid]]ot és a [[tionil-klorid]]ot lángra lobbanja és még az ezüstöt és aranyat is oxidálja. Bár a perklorátion gyengébb ligandum, mint a víz, de azért néhány {{chem|ClO|4|-}}-ot tartalmazó komplex vegyület ismert.<ref name=Greenwood856/>

===Szerves klórvegyületek===
[[File:Phosphorus pentachloride mechanism.png|thumb|500px|right|Karbonsav foszfor-pentakloriddal acil-kloriddá történő klórozásának javasolt mechanizmusa]]
A többi szén-halogén kötéshez hasonlóan a szén-klór kötés is gyakori funkciós csoport és a [[szerves kémia]] központi részét képezi. Formálisan ezt a funkciós csoportot tartalmazó vegyületeket a kloridion szerves származékainak tekinthetjük. A klór és a szén elektronegativitása közti különbség miatt (3,16 és 2,55) a klór kapcsolódó szénatom elektronhiányos és ezért [[elektrofil]]. A klórozás a szénhidrogének számos tulajdonságát megváltoztatja: a klórozott szénhidrogének jellemzően sűrűbbek a víznél a klór hidrogénnél nagyobb atomtömege miatt, az alifás szerves fluorvegyületek pedig alkilezőszerek, mert a klorid [[távozó csoport]].<ref name=Ullmann>M. Rossberg et al. "Chlorinated Hydrocarbons" in ''Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry'' 2006, Wiley-VCH, Weinheim. {{DOI|10.1002/14356007.a06_233.pub2}}</ref>

Az [[alkánok]] és az [[arilcsoport|aril-alkánok]] UV-fény segítségével szabad gyökös mechanizmusú reakcióban klórozhatók. Azonban a klórozás mértékét nehéz szabályozni: a reakció nem regioszelektív és gyakran különböző mértékben klórozott vegyületek izomerjeinek a keveréke keletkezik, de ez nem okoz gondot, ha a termékek könnyen elválaszthatók egymástól. Aromás kloridokat elő lehet állítani [[Friedel–Crafts-reakciók|Friedel–Crafts-halogénezéssel]], klórt és egy Lewis-sav katalizátort használva.<ref name=Ullmann/> A [[haloform reakció]] során metil-ketonokból klór és nátrium-hidroxid hatására [[kloroform]] képződik. A klór a többszörös kötéseket tartalmazó [[alkének]]kel és [[alkinek]]kel addíciós reakcióban egyesül és di-, vagy tetraklór-vegyületet képez. Az elemi klór nagy reaktivitása és drágasága miatt a szerves klórvegyületeket gyakrabban állítják elő [[hidrogén-klorid]]dal, vagy olyan klórozószerekkel, mint a [[foszfor-pentaklorid]] (PCl<sub>5</sub>), vagy a [[tionil-klorid]] (SOCl<sub>2</sub>). Ez utóbbi használata nagyon kényelmes a laboratóriumban, mivel minden melléktermék gáz halmazállapotú, ezért nem szükséges a termék desztillációval való tisztítása.<ref name=Ullmann/>

Számos szerves klórvegyületet izoláltak különféle természetes forrásokból a baktériumoktól kezdve egész az emberig.<ref name="Gribble">{{cite journal | title = Naturally Occurring Organohalogen Compounds | author = Gordon W. Gribble | journal = [[Acc. Chem. Res.]] | volume = 31 | issue = 3 | pages = 141–152 | year = 1998 | url = | doi = 10.1021/ar9701777}}</ref><ref name="Gribble99">{{cite journal | title = The diversity of naturally occurring organobromine compounds | author = Gordon W. Gribble | journal = [[Chemical Society Reviews]] | volume = 28 | issue = 5 | pages = 335–346| year = 1999 | url =https://archive.org/details/sim_chemical-society-great-britain-chemical-society-reviews_1999-09_28_5/page/335| doi = 10.1039/a900201d}}</ref> Ezek a szerves klórvegyületek a biomolekulák majdnem minden csoportjában megtalálhatóak, köztük az [[alkaloidok]]ban, a [[terpenoidok|terpénekben]], az [[aminosavak]]ban, a [[flavonoidok]]ban, a [[szteroidok]]ban és a [[zsírsavak]]ban.<ref name="Gribble"/><ref>{{cite journal | author = Kjeld C. Engvild | title = Chlorine-Containing Natural Compounds in Higher Plants | journal = [[Phytochemistry (journal)|Phytochemistry]] | volume = 25 | issue = 4 | pages = 7891–791 | year = 1986 | doi=10.1016/0031-9422(86)80002-4}}</ref> Klórtartalmú szerves vegyületek, például klórozott [[dioxin]]ok keletkezhetnek a természetben magas hőmérsékletű környezetben, például erdőtüzek során.<ref>{{cite journal|author=Gribble, G. W.|year=1994|title=The Natural production of chlorinated compounds|journal=Environmental Science and Technology|volume=28|pages=310A–319A|doi=10.1021/es00056a712|issue=7|pmid=22662801}}</ref> Emellett több egyszerű klórozott szénhidrogént, köztük [[diklórmetán]]t, [[kloroform]]ot és [[szén-tetraklorid]]ot sikerült tengeri [[alga|algákból]] kinyerni.<ref>{{cite journal | doi = 10.1021/np50088a001 | author = Gribble, G. W. | title = Naturally occurring organohalogen compounds - A comprehensive survey | journal = Progress in the Chemistry of Organic Natural Products | year = 1996 | volume = 68 | pages = 1–423 | pmid = 8795309 | issue = 10}}</ref> A környezetben megtalálható [[klórmetán]] nagy része természetes úton, biológiai bomlás során, vagy erdőtüzekben, vulkánokban keletkezik.<ref>[http://www.atsdr.cdc.gov/toxprofiles/tp106-c1-b.pdf Public Health Statement - Chloromethane], [[Centers for Disease Control]], Agency for Toxic Substances and Disease Registry</ref>

A szerves klórvegyületek néhány típusa erősen mérgező lehet a növények és állatok – köztük az ember számára is. A szerves anyagok klór jelenlétében történő égésekor keletkező dioxinok és egyes rovarölők, például a [[DDT]] tartósan megmaradó szerves szennyezők és a környezetbe engedve veszélyt jelentenek. Például a 20. század közepén széles körben rovarirtásra használt DDT felhalmozódik a táplálékláncokban és egyes madárfajoknál reproduktív problémákat okozhatnak (pl.: tojáshéj elvékonyodása).<ref>{{cite book | title=Introduction to Ecotoxicology | url=https://archive.org/details/introductiontoec0000unse_y8b6 | publisher=Blackwell Science | year=1999 | isbn=0-632-03852-7 | page=[https://archive.org/details/introductiontoec0000unse_y8b6/page/68 68] | author=Connell, D.|display-authors=etal}}</ref> A C-Cl kötés homolitikus felhasadása miatt a magaslégkörben UV-fény hatására klórgyökök képződnek, melyek reakcióba lépnek az ózonnal. Az ózonrétegre való káros hatásuk miatt ma már korlátozva van a CFC-gázok használata.<ref name=Greenwood844/>

==Előfordulás==
[[File:Halite-249324.jpg|left|thumb|180px|Kősókristály]]
A klór nagy reaktivitása miatt elemi állapotban csak extrém körülmények közt fordul elő a természetben, például vulkáni gázokban, vagy az ózonrétegben, ahol a CFC-molekulákról leszakadva hozzájárul az [[ózonréteg]] elvékonyodásához. Anionja, a kloridion viszont sói formájában rendkívül gyakori a Földön. A kontinentális [[földkéreg]]ben a 19-ik legnagyobb mennyiségben megtalálható elem, annak 145 ppm részét teszi ki. A legtöbb klorid jól oldódik vízben, ezért az óceánok és tengerek vizében hatalmas mennyiségben halmozódtak fel: a tengervíz tömegének 1,9%-át teszik ki a kloridionok, ez több, mint fele az összes sótartalomnak. Kisebb mennyiségben, de nagyobb koncentrációban a kloridion jelen van egyes földalatti sósforrásokban és szárazföldi tavak, például a [[Holt-tenger]] (8% NaCl, 13% MgCl<sub>2</sub>, 3,5% CaCl<sub>2</sub>) és a [[Nagy-Sóstó]] (23% NaCl) vizében.<ref name=Greenwood795>Greenwood and Earnshaw, p. 795</ref>

A legfontosabb klórtartalmú ásványok közé tartozik a [[kősó]] (nátrium-klorid), a [[szilvin]] (kálium-klorid), a [[karnallit]] (KMgCl<sub>3</sub> · 6 H<sub>2</sub>O), a bischofit (MgCl<sub>2</sub> · 6 H<sub>2</sub>O) és a kainit (KMgCl (SO<sub>4</sub>) · 3 H<sub>2</sub>O). Nagy lerakódásaik alakultak ki elzáródott tengerrészek vizének elpárolgásakor. A vízből a kevésbé jól oldódó nátriumsók válnak ki előbb, és utána ennek a tetején a káliumsók, így réteges szerkezet alakul ki.

Nagyszámú természetes klórorganikus vegyület ismert (2002-ben ezek száma 2200 volt),<ref>Gordon W. Gribble: ''The diversity of naturally produced organohalogens.'' In: ''Chemosphere.'' 2003, 52, S.&nbsp;289–297, [[doi:10.1016/S0045-6535(03)00207-8]].</ref> legtöbbjüket tengeri élőlények, például hínárok, szivacsok, előgerinchúrosok és korallok szintetizálják. A szárazföldi állatok és növények ennél lényegesen kevesebb ilyen vegyületet termelnek. Szerves klórvegyületek képződhetnek vulkánkitörésekkor, illetve a biomassza égése során is.

==Előállítás==
[[File:Liquid chlorine in flask.jpg|right|thumb|180px|Folyékony klór egy lombikban]]
Kis mennyiségű klórgáz laboratóriumban előállítható gázfejlesztő készülékben tömény, levegőmentes sósavoldat nedvesített mangán-dioxidhoz, vagy kálium-permanganáthoz való cseppenkénti adagolásával. A gázfejlődést enyhe melegítéssel lehet szabályozni. Az így keletkező gázt vizes és tömény kénsavas gázmosón keresztülvezetve lehet szárítani.<blockquote>2&nbsp;KMnO<sub>4</sub>&nbsp;+&nbsp;8&nbsp;HCl =&nbsp;3&nbsp;Cl<sub>2</sub> +&nbsp;2 KCl +&nbsp;2&nbsp;MnO<sub>2</sub> +&nbsp;4&nbsp;H<sub>2</sub>O</blockquote><blockquote>4 HCl + MnO<sub>2</sub> →  Cl<sub>2</sub> + MnCl<sub>2</sub> + 2 H<sub>2</sub>O</blockquote>Az iparban a klór előállítása általában nátrium-klorid vizes oldatának elektrolízisével történik. Ez az eljárás, a [[klóralkáli-elektrolízis]] 1892-ben jelent meg az iparban, és ma is ebből származik az iparban előállított klór legnagyobb része.<ref name="Greenwood798" /> Az elektrolízis során a klór mellett [[hidrogén]]gáz és [[nátrium-hidroxid]] képződik, ez utóbbi a legértékesebb termék. Higanykatód alkalmazásakor nátrium fog keletkezni a hidrogén és nátrium-hidroxid helyett. A folyamat a következő reakcióegyenlet szerint megy végbe:<ref>Holleman, Arnold Frederik; Wiberg, Egon (2001), Wiberg, Nils (ed.), Inorganic Chemistry, translated by Eagleson, Mary; Brewer, William, San Diego/Berlin: Academic Press/De Gruyter, p. 408, {{ISBN|0-12-352651-5}}</ref><blockquote>2 NaCl + 2 H<sub>2</sub>O → Cl<sub>2</sub> + H<sub>2</sub> + 2 NaOH</blockquote>Az elektrolíziskor lejátszódó elektródfolyamatok:

:- Katód: 2 H<sub>2</sub>O + 2 e<sup>−</sup> → H<sub>2</sub> + 2 OH<sup>−</sup>
:+ Anód: 2 Cl<sup>−</sup> → Cl<sub>2</sub> + 2 e<sup>−</sup>
:                                                                     
:2 Cl<sup>−</sup> + 2 H<sub>2</sub>O    <sup><u>2e−</u></sup> > H<sub>2</sub> + Cl<sub>2</sub> + OH<sup>−</sup>

A diafragma-cellás elektrolízis során egy [[azbeszt]] (vagy polimer) diafragma választja el az anódot és katódot, megakadályozva, hogy az anódon fejlődő klór reakcióba lépjen a keletkező nátrium-hidroxiddal, vagy a katódon fejlődő hidrogénnel.<ref name="Euro Chlor3">{{cite web|url=http://www.eurochlor.org/the-chlorine-universe/how-is-chlorine-produced/the-diaphragm-cell-process.aspx|title=The diaphragm cell process|publisher=Euro Chlor|accessdate=2007-08-15|archiveurl=https://web.archive.org/web/20111111191151/http://www.eurochlor.org/the-chlorine-universe/how-is-chlorine-produced/the-diaphragm-cell-process.aspx|archivedate=2011-11-11}}</ref> A sóoldatot folyamatosan pótolják az anódcellába, ahonnan a diafragmán keresztül áramlik a katódhoz, ahol a nátrium-hidroxid képződik. A diafragmás eljárás során híg és némileg szennyezett alkáli-oldat termelődik, viszont a higanykatódos eljárásnál energiahatékonyabb és kevésbé környezetszennyező.<ref name=Greenwood798/>

A membráncellás elektrolízis egy féligáteresztő membránt alkalmaz ioncserélőként. A telített nátrium-, vagy kálium-klorid-oldatot az anódnál adagolják, ahol a kloridionok klórgázzá oxidálódnak. A katódon a vízmolekulák redukciójával hidrogéngáz és hidroxidionok keletkeznek. Az anódtól a féligáteresztő membránon keresztül a nátriumionok at tudnak jutni a katódhoz, és ott a hidroxidionokkal egyesülnek NaOH-dá. Ezzel az eljárással nagyon tiszta nátrium-, vagy kálium-hidroxid oldat állítható elő, viszont megköveteli a nagyon tiszta és nagy koncentrációjú sóoldat alkalmazását.<ref name="Euro Chlor4">{{cite web|url=http://www.eurochlor.org/the-chlorine-universe/how-is-chlorine-produced/the-membrane-cell-process.aspx|title=The membrane cell process|publisher=Euro Chlor|accessdate=2007-08-15}}</ref>

[[File:Chloralkali membrane.svg|center|525x525px|thumb|Membráncellás elektrolízis]]

A [[Deacon-eljárás]]ban a szerves klórvegyületek gyártásakor melléktermékként keletkező hidrogén-kloridból állítanak elő klórgázt oxigénnel való oxidáció útján:
: 2 HCl + ½ O<sub>2</sub> → Cl<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>O

A reakció 450&nbsp;°C-on megy végbe, és katalizátort igényel. Deacon ehhez réz(II)-kloridot használt, de azóta sok helyen átálltak króm-, vagy ruténiumalapú katalizátorokra.<ref name=chlorine>Schmittinger, Peter ''et al.'' (2006) "Chlorine" in ''Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry'', Wiley-VCH Verlag GmbH & Co., {{doi|10.1002/14356007.a06_399.pub2}}</ref> Az előállított klórt 450 g-tól 70&nbsp;kg-ig terjedően különböző méretű palackokban hozzák forgalomba, emellett szállítják tartályokban (865&nbsp;kg), tartálykocsikban (15&nbsp;tonna úton; 27–90&nbsp;tonna vasúton) és uszályokon (600–1200&nbsp;tonna).<ref name=Greenwood796>Greenwood and Earnshaw, pp. 796–800</ref>

== Felhasználása ==
* fontos szerepet tölt be a [[műanyag]]iparban, a [[PVC]] egyik alkotóeleme
* a [[hidrogén-klorid|sósavat]], és [[Nátrium-hipoklorit|hipót]] az élet számos területén alkalmazzák (pl. mosószergyártás)
* [[ivóvíz]] fertőtlenítése
* papírfehérítés
* harci gáz

== Élettani tulajdonságai ==
Az élő szervezetek számára létfontosságú elem a klór, a kloridionok sejt töltésének beállítását szolgálják. Az elemi klór igen mérgező, belélegezve roncsolja a [[tüdő]]t és a [[nyálkahártya|nyálkahártyát]].

== Háztartási veszélyforrás ==
A klór otthoni körülmények között is keletkezhet sósav és hipó reakciójával:

<chem>NaOCl + 2HCl -> NaCl + H2O + Cl2</chem>

Mivel az erősebb savak a gyenge savakat sójukból felszabadítják, a sósav a hipokloritból felszabadítja a hipoklórossavat, mely elbomlik: sósavas közegben vízre és klórra disszociál.

<chem>HOCl + HCl <=> H2O + Cl2</chem>

Önmagában vízre és [[naszcensz oxigén]]re (azaz atomos oxigénre) bomlik<!--, ami nem egy megszokott jelenség, hiszen az oxigén rendkívül reakcióképes, önmagában nem fordul elő, helyette vagy vegyületben található meg, vagy oxigénmolekulát alkot-->.

<chem>HOCl <=> HCl + O</chem>

Ez a reakció figyelhető meg akkor, ha például ecettel reagáltatjuk a hipót.<!-- Az ecetről tudjuk, hogy karbonsav, mely vegyületcsoport alkotja a legerősebb szerves savak csoportját. Az ide tartozó savak is képesek a klór redukálására.-->

<chem>NaOCl + CH3COOH -> CH3COONa + HOCl</chem>
<!--
Ennél a folyamatnál először sósavra és atomos oxigénre, majd ezt követően vízre és klórra bomlik a hipoklórossav. Valamivel kevesebb klór keletkezik, mintha közvetlenül sósavval reagáltatnák, de így is mindenképp veszélyes ez a folyamat.-->

Ennek elkerülése érdekében figyeljünk arra, hogy ne alkalmazzuk egy időben a két vegyszert, mivel képesek – párolgás hatására – a levegőben is összekeveredni, a keletkező klór pedig tüdővizenyőt okozhat. Mindig érdemes elolvasni az adott vegyszerre vonatkozó utasításokat a palack vagy doboz hátoldalán.

== Jegyzetek ==
{{jegyzetek}}

==Bibliográfia==
*{{cite book
 |author=Greenwood, Norman N.
 |coauthors=Earnshaw, Alan
 |year=1997
 |title=Chemistry of the Elements
 |edition=2nd
 |publisher=[[Butterworth-Heinemann]]
 |isbn=0-08-037941-9
}}

== További információk ==
* a magyar Wikipédia klórt tartalmazó vegyületeinek listája [[Klórvegyületek összegképletének listája|belső lapon]] és [https://www.gyimesilaszlo.hu/cgi-bin/okepl.cgi?Cl külső keresővel]

==Fordítás==
*{{Fordítás|en|Chlorine|oldid=766736768}}

{{Kétatomos elemek}}
{{Vegyi hadviselés}}
{{Nemzetközi katalógusok}}
{{Portál|Kémia}}

{{DEFAULTSORT:Klor}}
[[Kategória:Halogének]]
[[Kategória:Vegyi fegyverek]]