Hlors ir elements ar atomskaitli 17 periodiskajā tabulā un ķīmisko simbolu Cl. Tā ir zaļgani dzeltena gāze ar viršanas temperatūru -29°F (-34°C) normālā atmosfēras spiedienā un sasalšanas temperatūru -151°F (-101.5°C). Dabā sastopamais hlors gandrīz pilnībā sastāv no diviem stabiliem izotopiem, hlora-35 un hlora-37, kas tam piešķir atommasu 35.4527. Starp citām svarīgām hlora fizikālajām īpašībām ir tas, ka tas ir smagāks par gaisu un, nonākot vidē, mēdz uzkrāties zemās vietās. Hlors ir periodiskās tabulas 17. grupas loceklis, kas satur arī fluoru, bromu, jodu un astatīnu, ko kopīgi dēvē par halogēniem.
Halogēna grupā, lai palielinātu atomu svaru, šis elements atrodas starp fluoru un bromu. Hlora ķīmiskās īpašības ir līdzīgas citiem halogēna elementiem. Tā visattālākajā apvalkā ir septiņi elektroni, un tas ir ļoti elektronnegatīvs; tāpēc tai ir spēcīga tendence piesaistīt elektronus no citiem atomiem, padarot to par spēcīgu oksidētāju. Elektronegativitāte samazinās, palielinoties atomu svaram halogēnu grupā. Tāpēc hlors ir mazāk elektronnegatīvs nekā fluors, bet vairāk nekā broms — tas izspiedīs bromu no tā savienojumiem: 2NaBr + Cl2 -> 2NaCl + Br2.
Elementārais hlors pastāv kā molekulas, kas sastāv no diviem hlora atomiem, ko satur viena kovalentā saite. Lielākajai daļai hlora savienojumu elements ir -1 oksidācijas stāvoklī, kur tas pieņem elektronu no cita atoma; tomēr kombinācijā ar elektronegatīvākiem elementiem skābekli un fluoru tam ir pozitīvs oksidācijas stāvoklis, kas oksīdiem var būt +1, +3, +4, +5 vai +7. Skābeklis un hlors nesavienojas tieši, bet hlora oksīdus un savienojumus, kas satur hipohlorīta (OCl-), hlorīta (ClO2-), hlorāta (ClO3-) un perhlorāta (ClO4-) anjonus, var iegūt ar netiešiem līdzekļiem. Hlors viegli veido jonu saites ar metāliem, kur tas pieņem elektronu no metāla, kā rezultātā veidojas hlorīda jons (Cl-) ar oksidācijas pakāpi -1, piemēram, nātrija hlorīds (NaCl) vai vārāmais sāls.
Ūdeņraža gāze viegli savienojas ar hloru, veidojot hlorūdeņradi (HCl); reakcija ir sprādzienbīstama saules gaismas klātbūtnē. Tas labi šķīst ūdenī, izšķīst, veidojot sālsskābes, hipohlorskābes un izšķīdināta hlora maisījumu. Amonjaks savienojas ar hloru, veidojot toksiskus savienojumus monohloramīnu un dihloramīnu vai ļoti triecienjutīgu sprādzienbīstamu slāpekļa trihlorīdu atkarībā no relatīvajām proporcijām. Šī iemesla dēļ sadzīves tīrīšanas līdzekļus, kas satur hloru, nekādā gadījumā nedrīkst sajaukt ar tiem, kas satur amonjaku. Hlors viegli reaģē ar daudziem organiskiem savienojumiem, un organiskie hlorīdi ir svarīgi plastmasas ražošanā, piemēram, polivinilhlorīds (PVC) un kā neuzliesmojoši šķīdinātāji.
Lai gan tas ir izplatīts elements Zemes garozā, kas sastopams vairākos minerālos, piemēram, halītā (NaCl), hlora reaktīvās īpašības ir tādas, ka tas dabā nav sastopams nekombinētā stāvoklī. Hloru rūpnieciski ražo galvenokārt nātrija hlorīda ūdens elektrolīzē. Tādējādi tiek iegūts arī nātrija hipohlorīts (NaOCl) šķīdumā, kas labāk pazīstams kā sadzīves balinātājs. Elements ir arī nātrija metāla ražošanas blakusprodukts, elektrolīzē izkausējot nātrija hlorīdu. Laboratorijā to var iegūt vairākos veidos, piemēram, kalcija hipohlorītam reaģējot ar skābi.
Hlorīda jonu veidā hlors ir būtisks cilvēka dzīvībai; tomēr elementārais hlors ir toksisks un kodīgs. Tam ir nepatīkama, aizrīšanās smaka un ieelpojot kairina elpceļus. Augstās koncentrācijās tas izraisa plaušu bojājumus, kas var būt nāvējoši, un gāzi Pirmā pasaules kara laikā vācu armija izmantoja kā ķīmisko ieroci. Hlora oksidējošās īpašības padara to par noderīgu dezinfekcijas un balināšanas līdzekli. Savienojumi, kas izdala nelielu daudzumu hlora, tiek izmantoti dzeramā ūdens un peldbaseinu sterilizēšanai, kā arī ir iekļauti dažādos tīrīšanas līdzekļos.