Klor

KLOR

1 18

H 2 13 14 15 16 17 He

Li Be B C N O F Ne

Na Mg 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Al Si P S Cl Ar

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe

Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn

Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt ? ? ? ? ? ?

Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu

Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

Cl, atomnr. 17, molvekt 35,4527 g, elektronkonfigurasjon (Ne)+3s2-3p5, frysepunkt -100,98 °C, kokepunkt -34,6 °C, tetthet 3,214 g/l (1,56 g/cm³ ved -33,6 °C). Gassen har en forholdsvis lav varmeledningsevne på 0,089 mW/cm/K ved 27 °C, litt mindre enn krypton og litt mer enn xenon. (Den elektriske ledningsevnen er under middels med 8,55 mikrohm-cm, litt mindre enn jern og litt mer enn nikkel.) Den er svakt diamagnetisk, med en magnetiserbarhet på -4,05x10^-5 cgs-enheter. De sterkeste spektrallinjene ligger i blått på 4795, 4810, 4819 Å.

Klor hører til gruppe 17 (også kalt 7B, VIIA, hovedgruppe 7 eller halogenene) i det periodiske systemet. Det har (1995) 17 kjente isotoper og isomerer, hvorav to, klor 35 og 37, er stabile og forekommer i naturen. Naturlig klor består av 75,77 atomprosent ³⁵Cl og resten ³⁷Cl. Av de radioaktive har 36-isotopen en halveringstid på 300000 år, 39 har 56 minutter, 38 har 37,18 minutter og 34m har 32,0 minutter. De andre har drøye minuttet eller kortere.

HISTORIE
Høyt til hest satt han, Epovarros, hestemannen. Langt hadde han ridd. Rundt ham sto skogen tett. Høye, mørke, tause graner. Han hadde kommet alene, Epovarros. Han satt høyt på hesten og stirret granskende ned i det trange juvet han hadde foran seg. Nede i juvet rant det en elv fossende. Og elven tømtes lengre nede i en stor sjø. Landet virket øde. Kunne hans folk finne utkomme her? Epovarros tøylet hesten og klatret ned i juvet. Et stykke fulgte han elven. Landet virket magert. Jorden var skrinn. Spor av vilt hadde han sett, men ikke mye. Kanskje kunne de slå seg ned her i landet et par sesonger og ta imot det de fikk ut av det. Så kunne de fare videre. Epovarros gikk et stykke lengre nedover mot sjøen. Her virket landet enda magrere. Det var som om det var gift i det. Han ristet på hodet. Her kunne det ikke være mye å hente. Han snudde seg for å klatre opp og ri videre. Da så han det. Noe hvitt som blinket i den klare sola. En skatt...

I syningom reiser fjell seg høye. Men de er ikke alltid eins å sjå. Indre ilder knyter jord til fjell som veldig, mektig, reiser seg mot vann og luft. Men også vann og luft har makt.

Tusener år blir til millioner mens serier av dager passerer med vind hylende og regn dryppende fra mørke skyer, dager med blide solskiver varmende og netter under stille, høye fullmåner når frosten knaser i fjellsprekkene. Steinens endeløse rekker av silikatkjeder ligger rolig i dens indre og vibrerer mens regnvannets molekyler pildrer forbi og gjør kur til ionene mellom kjedene med polariteten sin. Sakte blir høye fjell til leire når vannet luter klor og andre av de mest basiske og sureste ionene ut, vasker dem gjennom elvene ut til havet og gjør det salt, stadig saltere, og livet som svømmer der må revidere kroppene og ionebalansene sine etter det.

Svart var den, og smidd av kullbrent myrjernmalm. Tungt lå den i hendene som svettet i den klamme lufta i de trange, mørke gangene. Hogg for hogg møtte den knasende de hvite krystallene i gangen og skaffet brødet til eieren av de to svette hendene. Epovarros' folk hadde kommet og de hadde gjort seg rike på det som havet hadde lagt igjen da det dampet vekk fra det stigende landet for uante årmillioner siden. For da Epovarros' ætt steg opp av havet i permtiden hadde det allerede blitt saltet av elvene i fire milliarder år. De hadde havet i sitt indre og havets salt måtte de ha. Derfor var saltet dyrebarere enn gull..... *Livets* salt.

Mennesker har tatt salt ut av naturen i uminnelige tider. Den eldste kjente beskrivelsen av saltutvinning stammer fra Kina, angivelig 2700 år før vår tidsregning. Både gruvedrift på mineralsalt og utvinning av havsalt ved fordamping av sjøvann er beskrevet. Salt er nevnt på en egyptisk papyrus fra 1600 f.v.t. som omhandler legemidler. Gjennom hele oldtiden og det meste av middelalderen var salt den eneste kjente klorforbindelsen. Men til gjengjeld var det et av de mest brukte og høyest skattede kjemikaliene. Det aller meste gikk til matlaging og konservering av mat, men det ble også brukt som ingrediens i en mengde kjemiske prosesser som såpekoking, glassmakeri, glasering, garving og farging.

Den tyske benediktinermunken Basilius Valentinus, som angivelig levde på 1400-tallet, står som forfatter av den eldst daterte beskrivelsen av fremstilling av saltsyre ved destillasjon av en blanding av havsalt og svovelsyre og oppløsning av den avdestillerte gassen i vann, men det er mulig at han ikke har levd i virkeligheten og at verkene hans er skrevet av Paracelsus-elever sent på 1500-tallet. Spiritus salis eller 'saltets ånd' var betegnelsen alkymistene brukte på saltsyre, men det ble også vanlig å kalle den havsyre, fordi den ble laget av havsalt, eller muriatisk syre, av latin muria, saltvann. Hydrogenkloridgassen som ble dannet ved destillasjonen ble gjerne kalt slike ting som havsyreluft eller luft av muriatisk syre.

Alkymistene fant også ganske snart ut at ved å blande en del konsentrert salpetersyre med 3-4 deler konsentrert saltsyre fikk man en blanding som kunne gjøre noe som ikke hadde vært mulig tidligere, å oppløse gull. Dette innga stor respekt, for gull var metallenes konge og et hovedmål for all alkymistenes streben. Derfor kalte de også blandingen kongevann (aqua regia). Oppdagelsen må ha vært en stor oppmuntring, for hvis det var mulig å få gull til å forsvinne ved å løse det i kongevann, måtte det nå også være mulig å få gull til å dukke opp ved å spalte gullsaltene som dannes ved oppløsningen. Kanskje var det også noen som prøvde å jukse, hvis man da kan kalle det juks. For hvis man lager gull av gullsalter, så *har* man laget gull, hvordan man snur og vender på det. Iallfall var alkymistene de første som laget klor, for kongevann virker ved at salpetersyre oksyderer hydrogenklorid til enatomig, reaktivt klor, som så kan oksydere metallet.

Den svenske kjemikeren og farmasøyten Carl Wilhelm Scheele blandet i 1774 havsyre (saltsyre) med finmalt brunstein og fikk en illeluktende dunst som liknet dunsten av kongevann og var høyst ubehagelig å få i lungene. Han trodde at brunsteinen hadde tatt flogistonet, brennbarheten, ut av saltånden og kalte dunsten deflogistikert havsyre. Han merket seg at den løste seg litt i vann og gjorde det surt, den ødela fargestoffer, både blomster og grønne blader ble bleket, og den angrep alle metaller.

Den fargeløse gassen som kunne brennes ut av brunstein og som opprettholdt livet ble gjerne kalt livsluft. Men den franske kjemipioneren Antoine-Laurent Lavoisier trodde den fantes i alle syrer, også saltsyre, og kalte den derfor oksygen, syredanner. Den franske kjemikeren og legen Claude-Louis Berthollet fant ut at brent brunstein som det var utvunnet livsluft av også kunne deflogistikere havsyre på samme måte som Scheele hadde gjort, men ikke så mye som den ubrente brunsteinen. Han trodde ikke på flogiston og mente at den deflogistikerte havsyra, eller oksymuriatisk syre eller oksydert muriatisk syre eller oksydert havsyre, som den også ble kalt, ble dannet ved en forbindelse mellom livslufta i brunsteinen og havsyra, men at livslufta i forbindelsen hadde mistet så mye av elastisiteten at den bare ble bundet svakt til havsyra og at lyset var nok til å løsne den.

Den engelske selvlærte kjemikeren, medisineren og industrialisten William Henry (han med Henrys lov) førte en elektrisk utladning gjennom havsyre-gass, altså HCl, og fikk hydrogen. Han mente at hydrogenet kom fra vann og at vannet var en bestanddel av havsyra. Den korniske kjemikeren Humphry Davy syntes det hørtes fornuftig ut. På laboratoriet sitt i Royal Institution in London observerte han også at det ble utviklet hydrogen og trodde gassen kom fra vannet i syra og at det må ha vært oksygenet i vannet som omdannet kaliumet til kaliumoksyd.

De franske kjemikerne Gay-Lussac og Thenard var ikke enige. De mente at hydrogenet verken kom fra syra eller fra vannet, men fra kaliumet idet det ble omdannet tilbake til kaliumhydroksyd som så reagerte med syra. De testet den "oksyderte havsyra" (som var klor) med glødende trekull, men siden de ikke fant noe oksygen konkluderte de med at det bare ble dannet oksygen i nærvær av vann. De prøvde å bryte ned den oksyderte havsyra ved å gløde den med tørt trekull, men uten hell. De hevdet at havsyre inneholdt 25 % vann, at oksydert havsyre eller oksymuriatisk syre er en forbindelse mellom oksygen og noe annet, og at det ble dannet en forbindelse av tørr havsyre, oksygen og fosfor ved oppvarming av kalomel (Hg₂Cl₂) og fosfor. De konkluderte med at havsyreluft inneholdt en fjerdedel vann, at oksydert havsyre var en forbindelse mellom oksygen og en ukjent substans, og at substansen som ble dannet av kalomel og fosfor er en trippelforbindelse av tørr havsyre, oksygen og fosfor.

Men nå hadde Davy fått blod på tann. Etter de sensasjonelle oppdagelsene hans av alkalimetallene i 1807 hadde han året etter også isolert barium, strontium, kalsium og magnesium. Nå to år senere hevdet han at den enkleste og mest naturlige forklaringen var at havsyreluft var en forbindelse mellom hydrogen og oksydert havsyre, at oksydert havsyre var et grunnstoff, og at substansen som ble dannet av kalomel og fosfor var en forbindelse mellom dette grunnstoffet og fosfor. Og oksyhavsyren kalte han chlorine, etter et gresk navn på en gulgrønn farge han hadde observert på gassen. Han annonserte oppdagelsen i Royal Society 15. november 1810.

Oppdagelsen var litt kontroversiell fordi mange kjemikere hadde dyp respekt for Lavoisier, særlig de som følte seg knyttet til den antiflogistoniske skolen han grunnla, og Lavoisier hadde fremholdt at alle syrer inneholdt oksygen. Dette til tross for at flogistonlæren på dette tidspunktet var i ferd med å dø ut. Men allerede 1787 og 1789 hadde Berthollet funnet ut at henholdsvis blåsyre og hydrogensulfid var oksygenfrie. Og mange ga seg over da jod og siden brom ble oppdaget. En av de fremste antiflogistonikerne, den svenske kjemikeren Jöns Jakob Berzelius, holdt stand lenge, men i 1820 holdt Anna Sundström, husholdersken og kokken hans, på med å vaske en kolbe og bemerket at den luktet oksydert muriatisk syre. Berzelius svarte "du må ikke snakke om oksydert muriatisk syre lenger, Anna, heretter må du si klor!"

Berthollet var også den første som brukte klor som blekemiddel da han i 1785 merket at både gassformig oksyhavsyre og oksyhavsyre oppløst i vann ødelegger vegetabilske fargestoffer. Prosessen ble raskt tatt i bruk i de framvoksende industrilandene Frankrike, Skottland, England, Tyskland og Østerrike, og snart sto arbeidere og blekte lin og ull med klorgass og klorvann i mørke, stinkende lokaler. Det tok ikke lang tid før de fant ut at det ble lettere å puste hvis de tok en klut fuktet med en tynn alkaliløsning foran ansiktet, og Berthollet fant ut at hvis blekevannet ble tilsatt alkali beholdt det de blekende egenskapene, men mistet evnen til å kvele arbeidere. Blekevann tilsatt soda ble snart kjent som Eau de Labarraque, mens blekevann tilsatt pottaske ble kjent som Eau de Javel. I dag vet vi at de inneholder henholdsvis natrium- og kaliumhypokloritt.

Men kalk er billigere enn både soda og pottaske, og allerede 1788 eksperimenterte Thomas Henry, William Henrys far, med å lage blekevann av kalk og oksydert havsyre. I 1795 destillerte den ungarske botanikeren og kjemikeren Paul Kitaibel en blanding av salt, brunstein og svovelsyre og førte den frigjorte klorgassen ned i kalkvann. Produktet var foruten at det var billigere, også mulig å lagre i motsetning til de andre blekevannene. Den skotske kjemikeren Charles Tennant fikk i 1799 patent på en metode for å lage et mer transportabelt blekepulver ved å føre klorgassen gjennom et lag av siktet lesket kalk. Produktet ble kjent som klorkalk, og har vært den mest brukte klorforbindelsen ved siden av koksalt de siste par hundre årene. Den raske og effektive klorblekingen frigjorde store landområder som tidligere hadde vært brukt til å bleke tekstiler med sol og luftoksygen, og den ga opphav til en veldig framvekst av bomullsdyrking, som dannet grunnlaget for en rik blomstringskultur i dyrkningsområdene, ikke minst i de amerikanske sørstatene, hvor arbeidskraften var svært billig, og i foredlingsområdene, som konsentrerte seg spesielt i Lancashire i England, med Burnley som et sentrum, hvor befolkningen vokste voldsomt på 1800-tallet.

Allerede i 1802 var klorgass kjent som et av de mest kjente desinfeksjonsmidlene og klor, alkalihypokloritter, klorkalk og andre klorforbindelser har siden blitt standardmidler for slike formål. Klorering av drikkevann har vært gjort i Norge siden 1930. En tyfusepidemi på Gjøvik i 1931 satte fart i utbredelsen.

Kjemikerne var raskt ute med å lage organiske klorforbindelser og en av de tidligste var kloroform, som først ble laget av Liebig og Soubeiran i 1831. Det ble tatt i bruk som bedøvelsesmiddel i 1847 og hadde lenge stor utbredelse, men er nå forlatt på grunn av forgiftningsproblemer.

Klor er altså dannet til chlorine, et ord som er laget av Davy etter det greske khloros, 'gul, grønn', som stammer fra indoeuropeisk *gh(o)lo-, 'gul', eldre *gheluo-, fra *ghel-, 'stråle, skinne'.

Fra *gh(o)lo- kommer også germansk *gula-, norrønt gulr, norsk gul, med utvidelser som f.eks. gulne.

I vestgermansk overlevde *gheluo- som *gelwa-, som har gitt opphav til de vestgermanske gulfargenavnene, samt det nedertyske plantenavnet geil, som er lånt til jysk dansk som gyvel og derfra til norsk.

En substantivering av fargenavnet i indoeropeisk er *gholto-, *gh(o)lto-, som i germansk ble *gultha-, norrønt gull, norsk gull.

Fra indoeuropeisk *ghel- stammer også germansk *gallo:n, norrønt gall og norsk galle.

Samme opprinnelse har germansk *glása-, middelnedertysk glas, lånt til norsk som glass, glas.

Fra *ghel- stammer også norsk glane.

En utvidelse av *ghel- er *ghl(e)dh-, *ghlaadh- 'strålende, glatt', germansk *glaða-, norrønt glaðr 'blank, lys, glad', norsk glad.

Modifikasjoner av glaðr er gleðja (gladda) 'å glede', og gleði 'glede', som begge på norsk ble til glede.

Germansk *glaða- er også opphavet til middelnedertysk glat og tysk glatt 'glatt', som er lånt til norsk som glatt.

En substantivering av middelnedertysk glat er glete 'glatthet', som er lånt til norsk som mineralnavnet glette.

En annen utvidelse av *ghel- er *ghleidh-, som gjennom germansk *gliðan 'gli', gammelsaksisk gliidan og middelnedertysk gliiden er lånt til norsk som gli.

En germansk utvidelse av *gliðan er *glip(p)- 'skinne, være blank, være glatt, gli, gli til siden, danne åpning, være skrå', norrønt glepja 'få til å slå feil, forlokke, forføre' og glap 'sideglidning, bedårelse, utilbørlighet' som i norsk ble til glippe, og substantivert til glipp. Uttrykket glippe med øynene er trolig fra svensk, med slektskap til dialektformen glippa 'åpne en dør ofte, åpne munnen, prate mye'.

Beslektet med norrønt glepja er også gleypa 'oppsluke', som har forbindelse med norsk glupsk, glupende.

En annen beslektet form er glefsa, hvor p'en er assimilert med s til f, norsk glefse.

Trolig er også middelnederlandsk glop 'åpning, gap' beslektet med glepja. Fra den nederlandske/nedertyske formen gulp har vi lånt gylf.

Fra en beslektet middelnedertysk form gluupen 'se lumsk' eller østfrisisk glupen 'stå halvt åpen, se gjennom en sprekk, lure' har vi antakelig fått lånordet glup.

En tredje utvidelse av indoeuropeisk *ghel- er *ghloo- 'gløde', som ble substantivert i germansk til *gloo-ði- 'glød', norrønt glóð, norsk glød. Norrønt glóð ble igjen verbalisert til gloeða, norsk gløde.

En sideform av *ghloo- er *ghloou-, germansk *gloowan, norrønt glóa 'gløde', norsk glo 'stirre'.

En fjerde utvidelse av *ghel- er *ghlend(h)- 'stråle, skue, se', germansk *glend-, oldhøytysk glanz 'klar', tysk Glanz 'glans', lånt til norsk som glans.

Germansk *glend- er også opphavet til den middelnedertyske verbalformen glinsen 'glinse', som er lånt til norsk som glinse.

En verbalform av germansk *glend- er *glentan 'glinse', som er opphavet til norsk glette 'lysning, åpning i skog eller skydekke'.

En femte utvidelse av *ghel- er en parallell til *ghlend(h)- 'gli', som har gitt opphav til fuglenavnet glente.

En sjette utvidelse er *ghlei-, som ga opphav til en germansk utvidelse *gliim- 'glimte, glimre', norrønt glíma, som med en iterativ-intensivendelse -re er utvidet til glimre i norsk. En substantivering av glimre er glimmer.

En annen avledning fra norrønt glíma er norsk glimte. En substantivering av glimte er glimt.

Germansk *gli:m- ga i tysk mineralnavnet Glimmer, som er lånt til norsk som glimmer.

En annen germansk utvidelse av *ghlei- ga opphav til norrønt glis 'skimmer', som gjennom betydningsutviklingen 'skimre, lyse gjennom en smal åpning, vise tenner, hånle' ga opphav til norsk glissen og glise, som igjen er substantivert til glis.

En sideform av *ghlei- er *ghleu- 'stråle, skinne, være glad, skjemte', som ble utvidet til *ghloumos, germansk *glauma-, norrønt glaumr 'støyende munterhet', norsk glåm. En avledning til glaumr er gleyma 'være lystig, omgi seg med støyende munterhet, være upåpasselig, forsømme, glemme', norsk glemme.

Fra *ghleu- stammer også en germansk rot *glû 'skinne, skimre', med en utvidelse *glaw(w)á-, som gjennom norrønt gløggr 'skarpøyd, skarpsindig, beregnende, sparsom' ble til norsk gløgg.

En annen utvidelse av *glû er *gluw(w)á-, norrønt gluggr, gluggi 'åpning (for lyset)', norsk glugge.

En tredje utvidelse av *glû er *glut, som med verbalformer som *gluttian og *gluttôn ga opphav til norrønt glotta 'le hånlig, slik at tennene vises', som er opphavet til norsk gløtte og gløtt.

En syvende utvidelse av indoeuropeisk *ghel- er *ghleid- 'være glatt, strålende', som i norrønt ble glita 'glitre', og med den forsterkende endelsen -re ble til glitra som er opphavet til norsk glitre. I engelsk er det samme ordet substantivert til glitter, som er lånt til norsk.

Fra *ghel- eller en utvidelse stammer også latin gloria, som er lånt til norsk gjennom fransk som glorie og brukt i sammensetningen glorverdig.

GEOLOGI
Klor utgjør 0,0145 % av, og er det 19. hyppigste grunnstoffet i den faste, øvre jordskorpen. I sjøvann er det hele 1,94 % klor og det ligger der helt oppe på en 3.-plass. I universet som helhet ligger det etter vanlige estimater på 0,0009 % totalt og 0,052 % av alt som ikke er hydrogen eller helium, og det holder til en 18.-plass på denne statistikken. Det utstøtes mye hydrogenklorid i atmosfæren fra vulkaner, men siden gassen vaskes ut uhyre raskt er den gjennomsnittlige atmosfærekonsentrasjonen svært lav. Men både i jordskorpen og i universet som helhet ligger altså klor ganske nær atomnummeret på hyppighetsskalaen. Grunnen til det store avviket i sjøvann er at klorionene er så lettløselige i vann. De vaskes ut av berget og fra vulkangasser og magasineres i sjøen, som jevnt og sikkert har blitt saltere de siste årmilliardene.

Klor er (1977) en hovedbestanddel av 148 forskjellige mineraler, hvorav 14 vannfrie klorider og 12 hydratiserte klorider. Resten inneholder blandinger av anioner med ett eller flere andre anioner hvor hovedionet ved siden av klor i 30 av dem er hydroksyd, 28 silikat, 17 borat, 10 sulfat, 9 oksyd, 8 arsenat, 4 fosfat og karbonat, 2 bromid, fluorid, nitrid og telluritt og 1 acetat, sulfid, jodat og vanadat. De grunnstoffene klor forekommer vanligst sammen med i mineraler er (1977) oksygen med 129 mineraler og hydrogen med 87. Deretter følger bly med 37, kalsium med 35, natrium med 31, silisium med 29, svovel med 27, kobber med 25, jern med 22, aluminium med 21, kalium med 20, bor og magnesium med 18, mangan med 15, karbon med 14, fluor med 13, arsen med 9, kvikksølv med 7, nitrogen, fosfor, titan, sølv og barium med 5, brom, jod og vismut med 3, sink, strontium, antimon og tellur med 2 og beryllium, vanadium, krom, nikkel, yttrium, zirkonium, niob, molybden og cerium med 1 hver.

Magma inneholder ofte saltsyre eller klorgass som reagerer med mineralene omkring og danner såkalte hydrotermale forekomster av kloridmineraler. Når det krystalliserer ut mineraler fra magmaet legger det seg gjerne kloridioner i mellomposisjoner utenom hovedgitteret som de ofte deler med flere andre ioner. De vaskes lett ut ved forvitring og føres ut til havet og gjør det salt. En stor del av kloridionene i havet stammer nok direkte fra hydrogenklorid i vulkanske gasser, som typisk inneholder 0,005 % HCl.

Noen viktige klormineraler:

Sodalitt, Na₄Al₃(SiO₄)₃Cl, feltspatoid som sammen med andre medlemmer av sodalittgruppen forekommer i alkaliske lavaer, nefelinsyenitter og i kontaktsoner i kalkstein. Det opptrer i blålige kubiske krystaller og er i Norge funnet i nefelinsyenitt ved Langesund og på Stjernøy i Finnmark.

Lasuritt, lazuritt, lapis lazuli (Na,Ca)_7-8(Al,Si)₁₂(O,S)₂₄[SO₄,Cl₂,(OH)₂], et vakkert mørkeblått, kubisk mineral i sodalittgruppen som forekommer særlig som kontaktmineral i kalkstein, flere steder i sentral-Asia og i en mindre forekomst ved Vesuv. Siden oldtiden brukt til smykker, vaser og andre pyntegjenstander. Har vært brukt som malerfarge under navnet naturlig ultramarin.

Skapolitt er en mineralgruppe av variabel sammensetning som består av en blanding av meionitt, 3CaAl₂Si₂O₈.CaCO₃, og marialitt 3NaAlSi₃O₈.NaCl i forskjellige forhold i innbyrdes fast løsning i hverandre. Forekommer i kontaktmetamorfe kalksteiner og kan noen steder erstatte plagioklas i skifer og gneis. Kjemisk er den meget nært beslektet med plagioklasfeltspat og likner den i hardhet og farge, men krystalliserer tetragonalt, ofte i lange, stavformede firkantprismer. Temmelig vanlig, utbredt i kontaktsonene i Oslofeltet og i kalkstein på sørlandet.

Cancrinitt, kankrinitt, (Na,Ca,K,Mg)₁₂(Si,Al)_16-18O_32-36(Cl,SO₄,CO₃)₄.0-1H₂O, hvit, heksagonal feltspatoid som i Norge er funnet ved Langesundsfjorden, ved Ulefoss og på øya Seiland i Finnmark.

Eudialytt, Na₄(Ca,Ce,Fe)₂ZrSi₆O₁₇(OH,Cl)₂, er et trigonalt, rødt til brunt mineral som er bergartsdannende i nefelinsyenitt, f.eks. på Grønland, Kolahalvøya, Seiland i Finnmark. Hardhet ca. 5,5. En brun niobholdig variant som kalles eukolitt ble oppdaget i Barkevika i Langesundsfjorden.

Apatitt, Ca₅(PO₄)₃(OH,F,Cl), er det alminneligste fosfatmineralet, og det eneste som utvinnes for fosforets skyld. Det er et heksagonalt mineral som kan opptre i alle regnbuens farger. Tettheten er noe lavere enn for feltspat, 3,2 g/cm³. Det finnes i små mengder så å si i alle eruptivbergarter og de fleste metamorfe, og er en hovedbestanddel i noen sedimentære bergarter, fosforittene. I apatitten forekommer hydroksyl, fluor og klor om hverandre, men forholdsvis rene varianter kalles h.h.v. hydroksyl-, fluor- og klorapatitt. Kolahalvøya har de største apatittleiene i verden, og de største gruvene ligger nær byen Kirovsk. Har vært brutt flere steder i sør-Norge, særlig ved Ødegården i Bamble. Apatitt inneholder gjerne betydelige mengder sjeldne jordarter, som også utvinnes fra den. Odontolitt eller tann-turkis er fossile tenner eller bein som har oppstått ved at beinvevet er erstattet av mineralutfellinger i fosfatrike strøk, vanligvis apatitt farget av jernfosfat.

Mimetitt, Pb₅(AsO₄)₃Cl, monoklint, pseudoheksagonalt, gult til brunt mineral i apatittgruppen.

Vanadinitt, Pb₅(VO₄)₃Cl, heksagonalt, oransje til rødt mineral i apatittgruppen, en viktig vanadiummalm.

Lavendulan, NaCaCu₅(AsO₄)₄Cl.5H₂O, rombisk, blågrønt mineral som forekommer i smykkesteinskvalitet.

Borasitt, boracitt, Mg₃B₇O₁₃Cl, er et rombisk, fargeløse eller grålig mineral som forekommer i vakre krystaller dannet ved lav temperatur (under 250 ºC). Utvinnes på grunn av borinnholdet.

Steinsalt, NaCl, eller halitt, danner kubiske krystaller eller grov- og finkornede tette masser. Hardhet 2,5, farge hvit, grå, gul eller rødlig, glassglans. Tre gode spalteflater som er parallelle med terningflatene. Smaken er karakteristisk saltaktig. Dannes ved fordamping av saltvann og kan forekomme i lag av meget stor utbredelse, f.eks. det permiske saltlaget i nord-Europa. Steinsalt er i alminnelighet blåfarget p.g.a. stråling det har blitt utsatt for. Kloratomer har blitt slått ut av posisjonene sine i krystallgitteret og for den elektriske nøytralitetens skyld erstattet av løse elektroner som innvirker på lyset. Slike krystaller kan ha en sammensetnng på noe i retning av Na₂₀₀₀Cl₁₉₉₉.

Sylvin, KCl, krystalliserer som den velkjente natriumvarianten kubisk, helst i terninger, og finnes i saltleier, bl.a. ved Stassfurt i Tyskland.

Kainitt, MgSO₄.KCl.3H₂O, fargeløst og gjennomskinnelig monoklint mineral med salt og bitter smak. Utbredt på kalisaltleier krystallisert fra havet.

Carnallitt, KMgCl₃.6H₂O, et rombisk mineral som er et av de mest utbredte mineralene i saltleier.

Bischofitt, MgCl₂.6H₂O, er et monoklint mineral som dannes i de fleste saltleier.

Atacamitt, Cu₂Cl(OH)₃, grønt, rombisk mineral som forekommer bl.a. i Australia, India og i Atacama-ørkenen i Chile.

Eriochalkitt, CuCl₂.2H₂O, er et rombisk, blågrønt sekundært kobbermineral.

Cerargyritt, hornsølv, AgCl, er et grålig, bløtt, kubisk mineral som er en viktig sølvmalm i mange amerikanske sølvgruver. Skal ha vært funnet flere steder i sølvgruvene i Kongsberg også.

Kalomel, Hg₂Cl₂, tetragonalt sekundært kvikksølvmineral.

Salmiakk, NH₄Cl, hvitt, kubisk, naturlig ammoniumklorid som forekommer som biogene avsetninger under visse forhold.

Daubreeitt, BiO(OH,Cl), er et tetragonalt mineral som opptrer som et gråhvitt pulver sekundært på enkelte vismutforekomster.

Klor produseres industrielt bare fra steinsalt, en vare det finnes så godt som ubegrensede reserver av i verden i dag. Nesten alle land i verden, med Norge som ett av de få unntakene, har saltleier eller anlegg for produksjon av salt fra havvann enten ved solfordampning eller frostkonsentrasjon. Verdensproduksjonen av salt 2001 var 214000000 tonn og de største produsentene var USA, Kina, Tyskland, India, Canada, Mexico, Australia, Frankrike, Brasil, Storbritannia, Polen, Spania, Russland og Ukraina.

KJEMI
Reaksjoner og forbindelser med gruppe:

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

òAnalyse òFremstilling òDemonstrasjonsforsøk òNoen viktige forbindelser

Klor er en gulgrønn, toatomig molekylær gass med stikkende, ubehagelig lukt. Den er meget giftig og angriper slimhinnene. Den lar seg lett kondensere til en gul væske ved avkjøling til -35 grader eller med 6,6 atmosfærers trykk ved romtemperatur. I tørr tilstand angriper den ikke stål og derfor transporteres klor gjerne i flytende tilstand på stålflasker eller i tankbiler. Den er forholdsvis lettløselig i vann. Ved normalbetingelser løser ett volum vann 2,3 volum klor. Løsningen kalles klorvann. Løseligheten øker med økende pH på grunn av reaksjon med vannet. Som de andre halogenene er også klor mer løselig i organiske løsningsmidler enn i vann. Løsningene får artige farger som er avhengige av løsningsmidlet og halogenet. I upolare løsningsmidler som karbontetraklorid, karbondisulfid, parafiner eller liknende er klor gult, brom rødt og jod fiolett.

Nest etter fluor er klor det mest reaktive av alle grunnstoffer. Alt ved romtemperatur reagerer det med nesten alle andre grunnstoffer til klorider under sterk varmeutvikling. Unntakene er edelgassene, samt karbon, nitrogen og oksygen. Det reagerer også med vann, ammoniakk og en rekke andre forholdsvis inerte kjemikalier. Reaksjon med metaller som har flere valenstrinn gir vanligvis klorider med den høyeste valensen til metallet, mens ikkemetaller ofte gir en blanding av forskjellige klorider. Energien fra vanlig lys er nok til å stimulere mange av reaksjonene og også bemerkelsesverdig mange andre reaksjoner med klorforbindelser.

Klor har oksydasjonstrinn -1 i klorider, men i forskjellige oksyder og fluorider, oksysyrer og deres salter forekommer trinnene +1, +3, +4, +5, +6 og +7. Mange klorforbindelser er karakteristisk ioniske, men graden av ionebinding avtar og kovalent binding øker med elektronegativiteten av det andre grunnstoffet, og også tildels med valensen av det andre grunnstoffet. De eneste grunnstoffene som er mer elektronegative enn klor selv er oksygen og fluor, og med disse danner klor nokså kovalente oksyder og fluorider. Også med nitrogen, karbon og hydrogen danner klor klorider som i høy grad er kovalente. Typisk ioniske klorider er krystallinske, har høyt smeltepunkt og kokepunkt og høy vannløselighet. Metalliske klorider med en viss grad av kovalent binding har dårlig vannløselighet, f.eks. sølv- og kvikksølv(I)klorid. Klorider av grunnstoffene i gruppe 1 til 3 danner med unntak av beryllium i svært liten grad komplekser med andre klorider i vannløsning. Berylliumklorid og kloridene av metallene i gruppe 4 og utover danner derimot lett kloridkomplekser.

Klor danner ikke Cl₂⁺-eller Cl₅⁺-ioner slik som brom og jod, men Cl₃⁺ er kjent og kan lages f.eks. ved reaksjon mellom klorgass, klorfluorid og arsenpentafluorid: Cl₂ + ClF + AsF₅ = [Cl₃⁺][AsF₆^-]. Det kan også lages trikloridanioner, Cl₃^- tilsvarende tribromid- og trijodidionene. Det er alltid usymmetrisk i motsetning til dem.

Utpreget kovalente klorforbindelser er gjerne væsker eller gasser ved romtemperatur. De krystalliserer oftest i molekylform, men hvis valensen av det andre grunnstoffet er lavere enn koordinasjonstallet kan det dannes ioneaktige gitre hvor kloratomer deles mellom to eller flere enhetsceller. De hydrolyserer gjerne i vann til saltsyre og en syre av det andre grunnstoffet, f.eks. borsyre av bortriklorid eller fosforsyrling av fosfortriklorid. Men hvis sentralatomet har sitt maksimale stabile koordinasjonstall er kloridet vanligvis inert overfor vann og til og med hydroksyd, fordi det ikke finnes noen ledig orbital hvor et av de frie elektronparene til oksygenatomet kan gå til nukleofilt angrep på sentralatomet. Både i enkle molekylære forbindelser og kompleksforbindelser danner klor lett kloridbroer mellom metallatomene i krystall- eller molekylstrukturen.

Hvis en hydrogenflamme føres ned i en beholder med klorgass vil den fortsette å brenne med et blekt lys. Etterhvert som kloret brukes opp forsvinner den gulgrønne fargen og det dannes fargeløst hydrogenklorid, HCl. En blanding av klor og hydrogen i forholdet 1:1 kalles klorknallgass. Den kan oppbevares i mørke ved romtemperatur uten merkbar reaksjon. I svakt lys reagerer gassene sakte med hverandre, men ved bestråling med sollys, blått eller ultrafiolett lys eller ved lokal oppvarming inntrer en kraftig eksplosjon. Reaksjonen foregår som en kjedereaksjon. Lyset spalter klormolekyler til frie kloratomer, som reagerer med hydrogenmolekyler til HCl, mens det frigjøres frie hydrogenatomer som reagerer med klormolekyler og frigjør flere kloratomer. Klor har så stor affinitet til hydrogen at den også danner HCl ved reaksjon med en rekke forskjellige hydrogenholdige stoffer. I klorvann skjer for eksempel en langsom produksjon av saltsyre og underklorsyrling: Cl₂ + H₂O = HCl + HOCl.

Hydrogenklorid er svært lettløselig i vann. Ved romtemperatur og normalt atmosfæretrykk løser 1 dl vann 72 g HCl, som tilsvarer over 44 liter hydrogenklorid i gassform. Løsningen kalles saltsyre og er en av de mest brukte syrene. En slik mettet løsning med 72 g HCl/100 g vann (42 %) kalles konsentrert saltsyre, den er altså ikke prinsipielt ren hydrogenklorid i kontrast til de andre velkjente 'konsentrerte syrene'. Ren saltsyre er fargeløs, men i handelen forekommer urene gulfargede produkter som ofte er farget av jern(III)-komplekser. Konsentrert saltsyre ryker sterkt i luft fordi HCl-gassen kondenserer luftfuktigheten til saltsyretåke. Derfor kalles konsentrert saltsyre også gjerne 'rykende saltsyre'. Den angriper de fleste metaller lett og lagres derfor helst på glassflasker. Det kan krystalliseres ut forskjellige hydrater fra løsningen med interessant sammensetning. Monohydratet HCl.H₂O er bygd opp av kloridioner og hydroniumioner(H₃O⁺), dihydratet HCl.2H₂O er bygd opp av kloridioner og H₅O₂⁺-ioner, mens trihydratet er bygd opp av kloridioner, H₅O₂⁺-ioner og vannmolekyler. En blanding av 3 deler konsentrert saltsyre og 1 del konsentrert salpetersyre kalles kongevann. Blandingen virker sterkt oksyderende fordi det utvikles enatomig klor (aktivt klor, HNO₃ + 3HCl = NOCl + 2Cl + 2H₂O), og den kan løse opp gull (metallenes konge).

Teknisk produseres hydrogenklorid ved destillasjon av natriumklorid med svovelsyre eller natriumhydrogensulfat: NaCl + H₂SO₄ = NaHSO₄ + HCl eller NaCl + NaHSO₄ = Na₂SO₄ + HCl. Den sistnevnte reaksjonen krever sterk oppvarming. På grunn av den høye løseligheten i vann trenger ikke gassen å ledes ned i absorpsjonsvæsken, men over den, i såkalte touriller.

Flytende hydrogenklorid er et godt løsningsmiddel, og mange organiske og noen uorganiske forbindelser gir elektrisk ledende løsninger hvor det løste stoffet tar opp et proton og to hydrogenkloridmolekyler slår seg sammen til et hydrogendikloridion, HCl₂^-, i likhet med det tilsvarende fluorionet. Det er mulig å krystallisere ut salter av dette ionet.

Hvis klor føres gjennom en tynn løsning av kalsiumklorid ved 0 °C dannes det fjæraktige krystaller av klorhydrat, Cl₂.7,3H₂O, et klatrat hvor hulrom i isstrukturen er fylt med klormolekyler.

Ved reaksjon mellom klor eller saltsyre og alkalimetaller eller f.eks. hydroksyder, oksyder eller karbonater av alkalimetaller dannes alkaliklorider, LiCl, NaCl, KCl, RbCl og CsCl. Alle er karakteristisk saltaktige forbindelser med høye smeltepunkt og kubisk krystallform. De er meget lettløselige i vann, men er ikke hygroskopiske og krystalliserer ut fra løsning uten krystallvann.

Berylliumklorid, BeCl₂, kan lages ved å lede karbontetraklorid over berylliumoksyd ved 800 °C. Det er et hvitt, krystallinsk stoff med smeltepunkt 405 °C som løser seg i vann med varmeutvikling. Fra saltsyreløsninger av berylliumoksyd kan man dampe inn et hydratsalt [Be(H₂O)₄]Cl₂. Med ammoniakk som løsningsmiddel dannes et ammoniakatsalt, [Be(NH₃)₄]Cl₂, som er et stabilt, krystallinsk stoff som tåler oppvarming, men hydrolyseres i vann. Vannfritt klorid og bromid kan også dannes ved å varme opp bestanddelene sammen i et rør. Kloridet er lettløselig i oksygenholdige organiske løsningsmidler som f.eks. etere.

Kloroberyllater kan lages ved sammensmelting av berylliumklorid og alkaliklorider, men kloroberyllationer kan ikke eksistere i vannløsning. Det er mulig å lage dimere kloroberyllater med klorider av alkalimetaller, thallium, ammonium og nitrogenoksyd, f.eks. NaBe₂Cl₅ og Tl₂Be₂Cl₆. Ionet er bygd opp som en del av polymerkjeden i det rene berylliumkloridet.

Magnesiumklorid, MgCl₂, fås som heksahydrat ved inndamping av en løsning av magnesiumoksyd eller hydroksyd i saltsyre. Vannfritt klorid er vanskelig å lage. Ved oppvarming av heksahydratet fås bare et oksyklorid, Mg₂OCl₂. Men det kan gjøres ved å varme det opp i hydrogenkloridatmosfære eller ved å varme opp magnesiumoksyd i en klorstrøm med karbon som reduksjonsmiddel, eller ved reaksjon mellom ammoniumklorid og en løsning av magnesium i flytende ammoniakk. Det fås også som biprodukt ved reduksjon av klorider med magnesium. Det smaker bittert og løser seg i vann med nøytral reaksjon. Det er også sterkt hygroskopisk, derfor er det viktig å rense koksalt for magnesium, siden magnesiumkloridet eller vil tiltrekke seg fuktighet og får saltet til å klumpe seg.

Magnesium danner kloridkomplekser som ikke inneholder komplekse kloridioner i vannløsning, f.eks. cesiumtrikloromagnesiat, CsMgCl₃, og tetrametyltetrakloromagnesiat, ((CH₃)₄N)₂MgCl₄. Magnesiumklorid kan også addere nøytrale organiske molekyler som dietyleter og tetrahydrofuran. Tetrahydrofurankomplekset kan reagere med et tilsvarende kompleks av titantetraklorid til et ionisk kloro-tetrahydrofuranotitanat, [(C₅H₁₀)₃MgCl₃Mg(C₅H₁₀)₃]⁺[TiCl₅(C₅H₁₀)]^-. Magnesiumklorid som har addert en nøytral organisk forbindelse kan også addere titan-, zirkonium- og tinntetraklorid.

Ved reaksjon mellom organiske halogenider og magnesium i vannfri eter fås såkalte Grignard-reagenser med magnesium innsatt mellom det organiske radikalet og halogenatomet i molekylet, f.eks. C₂H₅Cl + Mg = C₂H₅MgCl. Dette er de viktigste av alle organometalliske forbindelser. De er ikke ioniske som karbidene, men molekylære. Det er mulig å lage krystallinske grignardreagenser i eterløsning, hvor molekylet danner et kompleks med to etermolekyler. I slike krystaller er magnesiumatomet koordinert i tetraederkonfigurasjon med bindinger også til oksygenatomene i etermolekylene. Grignardreagenser i løsning består vanligvis av en blanding av den egentlige grignardreagensen, f.eks. C₃H₇MgCl, men også magnesiumdihalogenid, MgCl₂, og dialkylmagnesium, (C₃H₇)₂Mg, samt kondensater som (C₃H₇)₂MgCl₂Mg.

Kalsiumklorid, CaCl₂, fås teknisk som biprodukt ved solvay-prosessen for sodaproduksjon, hvor det dannes en løsning av ammoniumklorid, som overføres til kalsiumklorid ved koking med brent eller lesket kalk som også er et biprodukt fra prosessen. Rent kalsiumklorid kan fås ved å løse kalsiumkarbonat i saltsyre. Ved inndamping av løsningen krystalliserer kalsiumkloridet ut med 6 molekyler krystallvann. Dette kan fjernes ved oppvarming til 260 ºC. Vannfritt kalsiumklorid er sterkt hygroskopisk. Dihydridet CaCl₂.2H₂O tiltrekker seg fuktighet i mer moderat grad, slik at det virker støvbindende og brukes som veisalt. I blanding med is gir kalsiumklorid kuldeblandinger med temperatur ned til -55 ºC.

Strontiumklorid, SrCl₂.6H₂O, danner fargeløse, hygroskopiske krystaller som lett avgir krystallvannet sitt.

Bariumklorid, BaCl₂, kan lages ved å sette saltsyre til bariumkarbonat, som forekommer i naturen. Det krystalliserer ut av løsning med 2 molekyler krystallvann, ikke 6, som de lettere jordalkalikloridene. Det løses lett i vann og er meget giftig, dødelig dose 2-4 g. Kan brukes som reagens på sulfationer siden bariumsulfat er så lite løselig i vann.

Kloridene av de sjeldne jordmetallene kan lages ved reaksjon mellom klor og metallene. De er generelt svært hygroskopiske og lettløselige i vann, i motsetning til fluoridene. De vannfrie kloridene av de lettere lantanidene, lantan til gadolinium, er ni-koordinerte, mens terbium til lutetium danner oktaedrisk koordinerte triklorider av samme type som aluminiumklorid. Dysprosium har en allomorf med en tredje krystallform. Ved reaksjon mellom trikloridene og seskvioksydene ved flere hundre grader fås oksyklorider, f.eks. NdOCl. Også heksahydratiserte klorider som fås ved avdamping av vannløsninger gir disse forbindelsene ved oppvarming i stedet for vannfrie klorider, og de kan også lett lages ved å varme opp trikloridene i nærvær av vanndamp. Kloridkomplekser har lite betydning i vannløsning, men kan dannes i fast fase.

Diklorider kan lages av lantanidetrikloridene ved reduksjon med natriumnaftalid i tetrahydrofuran, også for de lantanidene som ikke vanligvis er stabile i oksydasjonstrinn II. Neodymdikloridet er kirsebærrødt, dysprosiumdikloridet brunt og thuliumdikloridet smaragdgrønt. Det blodrøde samariumdikloridet, det fargeløse europiumdikloridet og det gule ytterbiumdikloridet kan lages med mindre kraftige reduksjonsmidler.

Scandiumtriklorid har en struktur som likner jern(III)klorid til forskjell fra de andre trikloridene, derfor sublimerer det ved mye lavere temperatur. Det er kjent en del scandium-klorforbindelser hvor scandium har oksydasjonstrinn under 3, f.eks. KScCl₃ og en serie ikkestøkiometriske faser med annet scandiuminnhold enn dette. Ved langvarig, sterk oppvarming av scandium og scandiumtriklorid fås forskjellige støkiometriske faser som ScCl, Sc₅Cl₈, Sc₇Cl₁₀ og Sc₇Cl₁₂.

Gadolinium og terbium kan danne ellers unike seskviklorider med formel [Gd₄⁶⁺(Cl^-)₆] eller summarisk Gd₂Cl₃. I slike forbindelser ligger metallatomene i uendelige kjeder av oktaedre som deler motsatte kanter. Kloratomene er plassert over likesidede trekanter som har terbiumatomer i hjørnene. Ved oppvarming til 800 °C fås også monoklorid, TbCl, et grafittaktig materiale som består av dobbeltlag av tettpakkede metallatomer som alternerer med dobbeltlag av kloratomer. I slike forbindelser deler metallatomene delvis kovalente bindinger med hverandre.

Ved reaksjon mellom thoriumdioksyd og karbontetraklorid fås thoriumtetraklorid, ThCl₄, i form av tetragonale, hvite krystaller som løses og hydrolyserer i vann, men har sure egenskaper og danner mange komplekser og chelater med aminer, ketoner og en rekke andre elektrondonorer. Ved reaksjon mellom tetrakloridet og dioksydet ved 600 ºC fås oksoklorid, ThOCl₂. Th⁴⁺ er større enn de fleste fireverdige ioner, men den høye ladningen gjør at det lett tar opp også nokså svakt basiske anioner som klorid og danner komplekse kationer som f.eks. ThCl₂²⁺.

Protactiniumpentaklorid, PaCl₅, har polymerstruktur i krystallinsk form, men sublimerer allikevel ved så lav tempreatur som 160 ºC i vakuum. Det er løselig i tetrahydrofuran, men hydrolyserer i vann til oksoklorider som Pa₂OCl₈ og Pa₂O₃Cl₄. Det finnes også et tetraklorid, PaCl₄, og forskjellige kloroprotactinat(IV)-komplekser.

Uranheksaklorid, UCl₆, kan lages ved å klorere en blanding av uran(IV,VI)oksyd, U₃O₈, og karbon ved 380 ºC. De grønne krystallene sublimerer i vakuum og hydrolyseres raskt av vann. Uranylklorid, UO₂Cl₂, er stabilt og løselig i vann. Det kan lages på forskjellige måter, f.eks. ved klorering av uran(IV,VI)oksyd eller reaksjon mellom urantetraklorid og oksygen ved 380 ºC.

I diklormetanløning dekomponerer uranheksaklorid til det rødbrune, flyktige uranpentakloridet, med dimerstruktur, U₂Cl₁₀, som hydrolyseres raskt i vann. Det kan også lages ved klorering av urantetraklorid. Med aluminiumklorid fås et flyktig kompleks med sammensetning UAlCl₈. Med fosforpentaklorid fås et heksaklorouranat(V), [PCl₄]⁺[UCl₆]^-. Både heksaklorouranat og oktaklorouranat kan lages med tetrametylammoniumklorid. Hvis U₃O₈ kokes med heksakloropropen, CCl₃CCl=CCl₂, fås et mørkerødt kompleks av triklorakryloylklorid med sammensetning CCl₂=CClCOCl.UCl₅. Ved oppvarming av uranylklorid(VI) til 450 ºC avgis først et halvt mol klor slik at det dannes et diuranyltriklorid, og ved 500 ºC fås et uranylklorid(V), UO₂Cl.

Ved å koke urantrioksyd med heksaklorpropen fås et uranheksaklorid som raskt dekomponerer til det grønne tetrakloridet, UCl₄, som er løselig i vann og polare løsningsmidler. Det kan addere en rekke forskjellige oksygen- og nitrogendonorer og det er kjent klorokomplekser som K₂UCl₆.

Urantriklorid, UCl₃, kan lages ved å redusere tetrakloridet i tetrahydrofuran med natriumhydrid eller natriumnaftalid. Det er rødt og uløselig i de fleste løsningsmidler som det ikke reagerer med. Det reagerer med vann, men det kan lages et heptahydrat som har samme struktur som heptahydratene av lantanidetrikloridene. Det er kjent en rekke komplekser, som K₂UCl₅, KU₂Cl₇ og NH₄UCl₄.5H₂O.

Neptunium danner et hvitt triklorid, NpCl₃, og et rødbrunt tetraklorid, NpCl₄, og det finnes et oksyklorid NpOCl₂. Alle er vannløselige.

Plutonium danner et smaragdgrønt triklorid, PuCl₃, som har et blått heksehydrat og kan lages ved oppvarming av plutonium(III)oksalat og saltsyre. Trikloridet har høyt smeltepunkt, ca. 1200 °C og er vannløselig og sterkt hygroskopisk. Det kan lages et stort antall kloroplutonater med ammonium-, alkali-, jordalkali- og noen få overgangsmetallhalogenider. Plutoniumtetraklorid, PuCl₄, kan lages ved oppvarming av klor og triklorid. Det er så ustabilt at det ikke kan lages i fast form. Men det stabiliseres av å danne komplekser med andre klorider, og flere kloroplutonater(IV) finnes i fast form, med Cs₂PuCl₆ som det stabileste. Det kan også stabiliseres med visse organiske ligander, som karboksylsyreamider, fosfin- og arsinoksyder og sulfoksyder, f.eks. PuCl₄.2(C₆H₅)₃PO. I tillegg til de rene kloridene kan det også dannes oksyklorider: PuOCl og PuO₂Cl₂.6H₂O, ved hydrolyse av kloridene.

Det svarte americiumdikloridet, AmCl₂, kan ikke lages ved hydrogenreduksjon av trikloridet slik som for de dels toverdige lantanidene samarium, europium og ytterbium. Men det kan gjøres ved å reagere metallet med et kvikksølvdiklorid. Det er mulig at det også kunne lykkes ved å reagere metallet med trikloridet, slik det kan gjøres med samarium, men det er ikke prøvd. Bare kloridetbromidet, AmBr₂, og jodidet, AmI₂, kan dannes. Det rosa trikloridet AmCl₃ kan dannes av bestanddelene ved oppvarming eller ved reaksjon mellom americiumoksyd (gjerne dioksyd) og hydrogenklorid. Det kan ikke dannes noe tetraklorid eller noe høyere klorid. Det er laget flere forskjellige komplekse klorider, bl.a. et trifenylfosfoniumheksakloroamericat, [(C₆H₅)₃PH]₃AmCl₆, men også mindre abnorme saker som CsAmCl₄ og Na₂AmCl₆. Det er kjent et oksyklorid, AmOCl, og komplekser som Rb₂AmO₂Cl₄ og KAmO₂Cl₂.

Det hvite curiumtrikloridet CmCl₃ kan dannes av Cm₂O₃ ved å behandle det med med tørr saltsyredamp ved 4-600 °C. Det har et hydrat som sies å være lysegrønt. Smeltepunktet ligger på rundt 600 grader. Det blekgule oksykloridet, CmOCl, har blitt fremstilt ved å sette curiumoksalat i en strøm av vanndamp og saltsyre ved 500 °C i 8 timer. Denne forbindelsen har en skiktstruktur, og krystallene eser opp på tvers av skiktene over tid p.g.a. strålingseffekter.

Berkeliumtriklorid, BkCl₃, kan fås ved å utsette oksydene for HCl. Det er løselig i vann og krystalliserer med krystallvann når løsningen dampes inn. Et hvitt cesium-natrium-berkeliumklorid, Cs₂NaBkCl₆, krystalliserer i en løsning av natrium-, cesium- og berkeliumklorid i saltsyre når man øker saltsyrekonsentrasjonen og kjøler ned. Det har en kubisk flatesentrert struktur med sjeldne symmetriegenskaper, og da det ble kjent (1969) utløste det mye syntesearbeide på tilsvarende forbindelser med andre treverdige kationer i stedet for berkelium. Det er kjent et oksyklorid, BkOCl. Et dimert syklopentadienylberkeliumklorid, [(C₅H₅)₂BkCl]₂, er også kjent.

Californiumtriklorid, CfCl₃, kan lett fås ved å behandle seskvioksydet med hydrogenklorid. Det er grønt og har to krystallformer. Det rødoransje dikloridet CfCl₂ kan fremstilles av trikloridet ved reduksjon med hydrogen ved 700 °C. Begge kloridene er sterkt hygroskopiske og må beskyttes mot fuktighet. Dikloridet tåler heller ikke luftoksygenet. Oksykloridet CfOCl kan fås av trikloridet ved å varme opp med vanndamp til rundt 700 °C. En del dobbeltklorider kan dannes mellom californium og andre klorider, eksempel Cs₂NaCfCl₆.

Det er laget både di- og triklorid av einsteinium, EsCl₂ og EsCl₃, samt et oksyklorid, EsOCl. For mange av de tyngre actinidene er det kjent tilsvarende klorforbindelser.

Titan(IV)klorid, titantetraklorid, TiCl₄, kan lages i laboratoriet ved å lede karbontetrakloriddamp over rødglødende titandioksyd. Industrielt lages det gjerne ved å klorere titandioksyd i nærvær av koks i forbindelse med fremstilling av metallisk titan. Det er en vannklar væske med sterkt stikkende lukt, smeltepunkt -23 ºC og kokepunkt 136,5 ºC. Den ryker sterkt i fuktig luft og spaltes av vann til vannholdig titandioksyd og saltsyre. Hvis vannet inneholder hydrogenklorid eller man bare bruker små mengder vann blir resultatet oksyklorider.

Ved reaksjon mellom titantetraklorid og forskjellige kationer i diklormetan fås forskjellige klorokomplekser som [Ti₂Cl₁₀]^2-, [Ti₂Cl₉]^- og [TiCl₆]^2-. Med store kationer fås pentaklorotitanat, [TiCl₅]^-. Det gule heksaklorotitanatet, [TiCl₆]^2-, dannes også i sterke saltsyreløsninger av titantetraklorid, trolig sammen med noe [Ti(OH)₂Cl₄]^2- og [Ti(OH)(H₂O)Cl₄]^-. Det finnes også noen få kationiske titankloridkomplekser. Dessuten kan titantetraklorid addere en rekke nøytrale forbindelser og chelatdannere og reagerer med en rekke forbindelser som kan erstatte ett eller flere kloratomer, helt eller delvis.

Titan(III)klorid, titantriklorid, TiCl₃, fås vannfritt som et fiolett pulver (alfa-formen) som oksyderes langsomt til tetraklorid i luft ved romtemperatur ved å lede en blanding av titan(IV)kloriddamp og hydrogen gjennom et rør som glødes ved 600 ºC. Det finnes også flere andre krystallformer, blant annet den brune beta-formen som kan lages ved å redusere tetrakloridet med alkylaluminium i inerte løsningsmidler og går over til alfa-formen ved 250-300 ºC. Alfa-formen og to andre kjente former har skiktstruktur, mens beta-formen har en fiberstruktur som har betydning for katalyse av propylen med spesifikk stereoisomeri (Ziegler-Natta-reaksjonen).

Titantriklorid danner både et fiolett og et grønt heksahydrat med vann, TiCl₃.6H₂O, og kan også addere flere andre donormolekyler. Strukturen av hydratet er egentlig [TiCl₂(H₂O)₄]Cl.2H₂O, og dette kationet finnes også i blandingssalter som Cs₂TiCl₅.4H₂O. I løsninger av titanklorid i mer eller mindre konsentrert saltsyre opptrer forskjellige komplekse ioner som [TiCl(H₂O)₅]²⁺, [TiCl₅(H₂O)]^2- og [TiCl₆]^3-.

Det finnes et heptatitanheksadekaklorid, Ti₇Cl₁₆, med metall-metallbindinger.

Titan(II)klorid, titandiklorid, TiCl₂, er et svart pulver som lages ved å varme opp titantriklorid til 450 ºC slik at det disproporsjonerer til tetraklorid og diklorid, eller ved å redusere tetrakloridet med metallisk titan. Det dannes også når titan løses i saltsyre. Det er lite stabilt og spalter vann under hydrogenutvikling. Titandiklorid blir mer flyktig i nærvær av aluminiumtriklorid, trolig fordi det dannes blandingsklorider som TiAlCl₆, TiAl₂Cl₈ og TiAl₃Cl₁₁. Det kan addere noen nøytrale ligander i forskjellige reaksjoner og det kan også lages noen tetra- og pentaklorotitanater(II) med andre klorider.

Zirkonium(IV)klorid eller zirkoniumtetraklorid, ZrCl₄, er et fargeløst, krystallinsk stoff som sublimerer ved 331 ºC ved normalt trykk og smelter ved 438 ºC under 25 atmosfærer. Det kan lages ved å kombinere bestanddelene direkte. Industrielt lages det ved reaksjon mellom klor og zirkoniumkarbid eller blandinger av zirkoniumoksyd eller zirkon og kull og fås som mellomprodukt ved fremstilling av zirkoniummetall. I dampform er kloridet molekylært, men i flytende form opptrer komplekse molekylære strukturer, og krystallene består av sikksakkjeder med ZrCl₆-oktaedre som hver deler en kant med to andre. Det spaltes i fuktig luft og vann til zirkoniumoksyklorid og saltsyre, men løses i en rekke organiske løsningsmidler og danner komplekser med dem og med andre nøytrale ligander og med anioniske ligander som erstatter ett eller flere kloratomer. Det brukes som utgangspunkt for fremstilling av de fleste andre zirkoniumforbindelsene. Det er kjent heksaklorozirkonater, men de er lite stabile og hydrolyserer lett.

Zirkoniumoksydklorid, ZrOCl₂.8H₂O, også kalt zirkonylklorid, er fargeløst og krystalliserer i tetragonale nåler. Det kan lages ved å spalte zirkoniumtetraklorid i vann eller ved å løse natriumzirkonat, Na₄ZrO₄, eller andre zirkoniumforbindelser i saltsyre. Den inneholder ikke noe zirkonylion, ZrO²⁺, men er satt sammen av kvadratiske tetramere ZrO₂-grupper som holder fire vannmolekyler bundet til hvert zirkonoiumatom og dessuten to hydrogenkloridmolekyler slik at den egentlige strukturenheten blir 4ZrO₂.8HCl.16H₂O.

Ved å varme opp en blanding av zirkoniumtetraklorid, zirkoniummetall og aluminiumtriklorid til 200 ºC fås et krystallinsk stoff som består av skikt med sammensetning Zr_xCl_3xⁿ⁺, hvor n er mellom 0 og 1 og oksydasjonstrinnet for Zr altså mellom 3 og 4. Store hull i denne lagstrukturen opptas av aluminium- og kloratomer slik at forbindelsen som helhet får en sammensetning på omtrent Zr₁₂Al₄Cl₅.

Zirkonium(III)klorid, zirkoniumtriklorid, ZrCl₃, kan lages ved reaksjon mellom tetrakloridet og metallisk aluminium ved 350 ºC eller mellom tetra- og monoklorid ved 435-600 ºC i lufttett system. Det er et mørkebrunt, krystallinsk stoff uten veldefinert støkiometri, med stabilitetsområde mellom 2,94 og 3,03 kloratomer for hvert zirkonium. Med tributylfosfin danner den et molekylært kompleks som er en dimer med metall-metallbinding mellom zirkoniumatomene: Zr₂Cl₆(P(C₄H₁₀)₃)₄.

Zirkonium(II)klorid, zirkoniumdiklorid, ZrCl₂, fås som et svart, krystallinsk stoff ved å redusere tetrakloridet med metallisk zirkonium ved høy temperatur i tette tantalbeholdere eller ved oppvarming av zirkoniumkloridhydrid til ca, 700 ºC: 2ZrClH = ZrH₂ + ZrCl₂. Det har en skiktstruktur på samme måte som molybdenglans (MoS₂), med zirkoniumatomene gruppert i Zr₆Cl₁₂-enheter som likner de tilsvarende for niob og tantal. Det er bindinger mellom metallatomene i gruppen, men det ser ut til at de deler bare ett elektron i hver binding, slik at bindingene blir halvbindinger. Hvis dikloridet lages i nærvær av alkalimetallklorider fås blandingsforbindelser som Zr₆Cl₁₂.K₂ZrCl₆. Det er mulig å lage forbindelser hvor beryllium-, bor-, aluminium-, karbon-, silisium- eller nitrogenatomer ligger inne i Zr₆-gruppen og styrker bindingene betydelig, slik at resultatet blir atskillig hardere enn det rene, bløte dikloridet.

Zirkoniummonoklorid, ZrCl, fås ved reaksjon mellom zirkoniumtetraklorid og metallet ved 800-850 ºC. Det består av tettpakkede skikt av metall- og kloratomer hvor to metallskikt alternerer med to klorskikt. Avstanden mellom zirkoniumatomene er litt større innen enn mellom skiktene. Det har et høyt smeltepunkt, over 1100 ºC, og kløves som grafitt. Det reagerer med hydrogen, oksygen og zirkoniumdioksyd til faser hvor H- og O-atomer er innført i dobbeltlaget av metallatomer. Hydrogenforbindelsene er veldefinerte med et halvt eller ett hydrogenatom pr. zirkonium, mens oksygenforbindelsene gjerne er ikkestøkiometriske.

Hafnium(IV)klorid eller hafniumtetraklorid, HfCl₄, likner mye på zirkoniumtetraklorid, det er molekylært i dampform og krystallene består av sikksakkjeder. Det spaltes i fuktig luft og vann og det er også kjent heksaklorohafnater som er lite stabile og hydrolyserer lett. Det adderer også forskjellige nøytrale ligander og noen anioniske, som erstatter kloratomer.

Ved reduksjon av hafniumtetraklorid med aluminium eller hafnium i smeltet aluminiumtriklorid fås et hafniumtriklorid, HfCl₃, med tilsvarende egenskaper som zirkoniumtrikloridet. Men denne reaksjonen går omtrent 10 ganger så langsomt for hafnium som for zirkonium, noe som kan utnyttes til separasjon. Som zirkoniumtrikloridet er det ikkestøkiometrisk, med et noe videre stabilitetsområde.

Hafniummonoklorid, HfCl, lages på samme måte som zirkoniummonoklorid og de har nokså like egenskaper.

Ved reaksjon mellom vanadiumoksyd og klor i nærvær av karbon ved 300 ºC fås vanadiumoksytriklorid, VOCl₃, en gul væske som er et godt løsningsmiddel for organske stoffer og svovel. Den hydrolyserer lett i vann, men har lett for å danne oksotetraklorovanadater med kloridioner og kan også lett addere nøytrale ligander. Det eksisterer også et vanadiumdioksymonoklorid, VO₂Cl. Hvis en løsning av vanlige (oksy-)vanadater surgjøres sterkt med saltsyre fås dioksotetraklorovanadat, [VO₂Cl₄]^3-. Ved å behandle vanadium(V)oksyd med hydrogenperoksyd i nærvær av kalium- eller ammoniumklorid fås salter av triperoksomonoklorovanadat(V), [V(O₂)₃Cl]^2-.

Ved reaksjon mellom vanadium og klor, mellom karbontetraklorid og rødglødende vanadiumoksyd eller ved klorering av ferrovanadium fås vanadiumtetraklorid, VCl₄, som en rødbrun molekylær væske med kokepunkt 154 ºC. Den avgir klor sakte ved lagring, men raskt ved koking. Den hydrolyserer voldsomt i vann og gir en løsning av oksyklorid, VOCl₂, som med kloridioner kan danne forskjellige oksoklorovanadater. Den kan også addere nøytrale ligander, som trimetylfosfin. Av oksyvanadium(IV)-komplekser med totannede, enverdige oksygen- eller nitrogenligander kan det dannes tilsvarende diklorovanadiumkomplekser ved deoksygenering med tionylklorid.

Ved koking av vanadiumtetraklorid fås det fiolette trikloridet, VCl₃. Det hydrolyserer i vann, men løses i forskjellige organiske løsningsmidler og kan danne forskjellige sekskoordinerte addisjonsforbindelser med dem. Noen store ligander som trimetylamin eller trialkylfosfiner danner femkoordinerte komplekser.

Det blekgrønne vanadiumdikloridet, VCl₂, fås av trikloridet ved oppvarming til 450 ºC. Dette kloridet er stabilt og smelter ved 1350 ºC. Det hydrolyserer i vann, men er løselig i en del organiske løsningsmidler og kan danne addisjonsforbindelser med dem. Ved reduksjon av trikloridet med sink i tetrahydrofuran fås et heksaklorodisinkat av ionet [V₂Cl₃(C₄H₈O)₆]⁺.

Niobpentaklorid, NbCl₅, fås i form av gule krystallnåler ved å varme opp metallisk niob i en strøm av klorgass. I kloratmosfære kan det sublimeres til monomere molekyler. Det spaltes raskt i vann til vannholdig oksyd, men løses i forskjellige organiske løsningsmidler som eter og karbontetraklorid. Det kan reagere med klorider til heksakloroniobater, og addere forskjellige nøytrale lewisbaser. I konsentrert saltsyre fås en klar løsning av forskjellige oksokloroniobater. De hvite, flyktige oksokloridene NbOCl₃ og NbO₂Cl kan lages ved kontrollert reaksjon med oksygen. Det er også kjent tioklorider.

Niobtetraklorid, NbCl₄, kan fås som et svart eller brunsvart pulver av pentakloridet ved reduksjon med hydrogen, aluminium eller niob. Krystallene består av lineære kjeder med metall-metallbindinger og doble klorbroer. Det er kjent et heksakloroniobat(IV)-ion, NbCl₆^2-. Niobpentaklorid reduseres ofte av nøytrale ligander og danner tetrakloridkomplekser med dem.

Niobtriklorid, NbCl₃, fås sammen med pentaklorid ved å varme opp tetrakloridet. Formelt treverdige niobklorider kan lett lages ved å redusere pentakloridet med to ekvivalenter natriumamalgam i nærvær av nøytrale ligander som dimetylsulfid, trimetylfosfin eller tetrahydrotiofen. Resultatet er dimerer med dobbeltbinding mellom metallatomene og tre (svovelligander) eller fire (fosfin) ligandmolekyler addert. Forbindelsene kan gjennomgå en rekke interessante reaksjoner, for eksempel binder de trippelbindinger mellom karboner og kan katalysere trimerisering og polymerisering av 1-alkyner, de dimeriserer nitriler til =NC(R)=C(R)N= og isonitriler til R-N=C=C=N-R og tar dem opp i molekylet. Svovelkompleksene reagerer med dobbeltbindinger mellom nitrogenatomer til forbindelser hvor niobatomene har en dobbeltbinding til hvert av nitrogenatomene i stedet for med hverandre.

Det finnes en rekke forbindelser hvor tre niobatomer er bundet sammen i en trekant, for eksempel trinioboktakloridet, Nb₃Cl₈, hvor niob går inn i mellomrommene i en kloridtettpakning. I hendekaklorotetraniobater, som NaNb₄Cl₁₁, er fire niobatomer bundet sammen som to trekanter med en felles side.

Oppvarming av niobpentaklorid med niobmetall i nærvær av natriumklorid ved 850ºC i 12 timer gir et natriumoktadekakloroheksaniobat, Na₄Nb₆Cl₁₈, hvor seks niobatomer er bundet til hverandre i oktaederkonfigurasjon. Vasking av smelten med svært fortynnet saltsyre gir en grønn løsning som det kan felles et svart, hydratisert klorid, Nb₆Cl₁₄.8H₂O, fra ved tilsetning av konsentrert saltsyre. Grunnenheten er kationet [Nb₆Cl₁₂]²⁺, hvor vann eller ekstra klorid er koordinert til metallet utenfra.

Det er også mulig å lage et niobdiklorid, NbCl₂. Ved reduksjon av høyere klorider med natriumamalgam i nærvær av trimetylfosfin eller 1,2-bis(dimetylfosfino)etan dannes det paramagnetiske diklorider hvor metallet er koordinert også til fire fosforatomer i oktaederkonfigurasjon.

Tantalpentaklorid, TaCl₅, fås i form av et hvitt pulver ved å varme opp tantal i klor. I kloratmosfære kan det sublimeres til monomere molekyler. Det spaltes i luft og vann til oksyd, men løses i forskjellige organiske løsningsmidler som eter og karbontetraklorid. Det er velegnet til å klorere organiske forbindelser. Det kan reagere med klorider til heksakloroniobater, og addere forskjellige nøytrale lewisbaser. I konsentrert saltsyre fås en klar løsning av forskjellige oksoklorotantalater. De hvite, flyktige oksykloridene TaOCl₃ og TaO₂Cl kan lages ved kontrollert reaksjon med oksygen. Førstnevnte også ved oppvarming av eterkomplekset av tantalpentaklorid. Det er også kjent tioklorider.

Et svart eller brunsvart tantaltetraklorid, TaCl₄, kan fås av pentakloridet ved reduksjon med hydrogen, aluminium eller tantal. Det er også kjent et heksaklorotantalat(IV)-ion, TaCl₆^2-.

Formelt treverdige tantalklorider kan lett lages ved å redusere pentakloridet med to ekvivalenter natriumamalgam i nærvær av nøytrale ligander som dimetylsulfid, trimetylfosfin eller tetrahydrotiofen. Resultatet er dimerer med dobbeltbinding mellom metallatomene og tre (svovelligander) eller fire (fosfin) ligandmolekyler addert. Forbindelsene kan gjennomgå en rekke interessante reaksjoner, for eksempel binder de trippelbindinger mellom karboner og kan katalysere trimerisering og polymerisering av 1-alkyner, de dimeriserer nitriler til =NC(R)=C(R)N= og isonitriler til R-N=C=C=N-R og tar dem opp i molekylet. Svovelkompleksene reagerer med dobbeltbindinger mellom nitrogenatomer til forbindelser hvor tantalatomene har en dobbeltbinding til hvert av nitrogenatomene i stedet for med hverandre. Fosfinkomplekset kan addere etylen til et monomert kompleks TaCl₃((CH₃)₃P)₄(C₂H₄), hvor tantalatomet er kovalent bundet til begge etylenkarbonene, og de var det første eksempelet på at hydrogen kan oksydere en metallforbindelse, siden det danner hydridet [Ta₂Cl₂((CH₃)₃P)₂]₂Cl₂H₂, hvor tantal formelt er fireverdig.

Oppvarming av tantalpentaklorid med tantalmetall i nærvær av natriumklorid ved 850ºC i 12 timer gir et natriumoktadekakloroheksatantalat, Ta₄Nb₆Cl₁₈, hvor seks tantalatomer er bundet til hverandre i oktaederkonfigurasjon. Vasking av smelten med svær tynn saltsyre gir en grønn løsning som det kan felles et svart kloridhydrat, Ta₆Cl₁₄.8H₂O, fra ved tilsetning av konsentrert saltsyre. Grunnenheten er kationet [Ta₆Cl₁₂]²⁺, hvor vann eller ekstra klorid er koordinert til metallet utenfra. Det er også mulig å lage blandingsioner med andre metaller i tillegg til tantal, for eksempel molybden.

Ved reduksjon av høyere klorider med natriumamalgam i nærvær av trimetylfosfin eller 1,2-bis(dimetylfosfino)etan dannes det paramagnetiske diklorider hvor tantal er koordinert også til fire fosforatomer i oktaederkonfigurasjon. Ved reduksjon av tetrahydrotiofenkomplekset som er nevnt ovenfor med natriumamalgam fås et lyserødt dimert kompleks med trippelbinding mellom de formelt toverdige tantalatomene, [Cl₃Ta(C₄H₈S)₃TaCl₃]^2-. Det er stabilt i vann og stort sett lite reaktivt.

Kromdiklorid, CrCl₂, kan lages ved å lede hydrogenklorid over rødglødende krommetall eller i vannløsning ved å redusere en sterkt saltsur løsning av kromtriklorid med sink. Det er et hvitt, meget hygroskopisk stoff som løses lett i vann til en blåfarget løsning. Fra løsningen fås blå hydrater med forskjellig sammensetning ved romtemperatur.

Kromtriklorid, CrCl₃, fås som vannfrie, rødfiolette krystallblad for eksempel ved å lede tørr klorgass over rødglødende krom eller en blanding av krom(III)oksyd og kull. Bladstrukturen til krystallene kommer av at kloridionene krystalliserer i tettpakket kubisk struktur med kromatomer bare mellom annethvert skikt av kloridioner, slik at de andre skiktene bare holdes sammen av svake van der waal-krefter. Ingen andre forbindelser har denne strukturen, men det finnes noen andre som har en tilsvarende heksagonal struktur. I ren tilstand er kromtriklorid uløselig i kaldt vann, men hvis det er det minste kromdiklorid til stede løser det seg under sterk varmeutvikling til det grønne hydrationet [Cr(H₂O)₄Cl₂]⁺. Hvis den får stå blir løsningen etterhvert blågrønn og til slutt fiolett ettersom kloratomene i ionet byttes ut med vann. Men ved oppvarming kan prosessen reverseres fullstendig. Med kloridioner kan det dannes heksaklorokromat, CrCl₆^3-, og i noen tilfeller tetraklorokromat, CrCl₄^-. Tilsvarende molybden og wolfram finnes det også et Cr₂Cl₉^3--kompleks, men her er det ingen tegn til metall-metallbinding.

Kromtetraklorid, CrCl₄, eksisterer i damper som dannes når kromtriklorid oppvarmes i overskudd av klor.

Noen av de mest stabile femverdige kromforbindelsene er tetraklorooksokromater, f.eks. KCrOCl₄. Ionet har pyramideform.

Kromylklorid, CrO₂Cl₂, er en mørkerød væske med frysepunkt -96,5 ºC og kokepunkt 117 ºC som lages ved reaksjon mellom hydrogenklorid og tørt kromtrioksyd eller ved å varme opp en blanding av kaliumdikromat og kaliumklorid med konsentrert svovelsyre slik at kromylkloridet kan destilleres av: Cr₂O₇^2- + 6H⁺ + 4Cl^- = 2CrO₂Cl₂ + 3H₂O. Kromylklorid spaltes av vann til kromsyre og saltsyre og kan regnes for syrekloridet av kromsyre. Det kan holde seg lenge i mørke. Med organiske stoffer kan det reagere voldsomt, ofte vil det begynne å brenne.

Det gule molybdendikloridet, som kan lages ved å varme opp molybden og fosgen til 750 ºC eller molybden og molybdentetraklorid til 600 ºC, består ikke krystallinsk av enkle molybden- og kloridioner, men av en enhetscelle med komplekse [Mo₆Cl₈]⁴⁺-kationer med flere metall-metallbindinger og seks enkle kloridioner hvorav to er egne for denne cellen og de fire andre deles med en annen celle. Den korrekte formelen for "dikloridet" blir da Mo₆Cl₁₂. Det kan også lages flere salter av kationet med andre anioner og en rekke pent krystalliserende salter med et [Mo₆Cl₁₄]^2--anion med interessante fotokjemiske og fotofysiske egenskaper hvis kationene er store, f.eks. tetrabutylammonium. De ytre seks kloratomene kan lett byttes ut med en rekke forskjellige ligander. I disse "toverdige" molybdenforbindelsene virker molybden i liten grad reduserende, tross det lave formelle oksydasjonstallet. I det røde ionet Mo₂Cl₈^4-, som kan isoleres i form av en rekke salter som er stabile i luft, er molybden også formelt toverdig, men her er det en firedobbeltbinding mellom molybdenatomene.

Ved reduksjon av molybdenpentaklorid med hydrogen eller oppvarming med molybdenpulver går det over til molybdentriklorid, MoCl₃, et mørkerødt, krystallinsk stoff med to krystallformer, en heksagonal og en kubisk tettpakket. Ved oppvarming disproporsjonerer det til molybdentetraklorid og molybdendiklorid. Med andre klorider danner det i motsetning til wolframtriklorid heksakloromolybdat(III), MoCl₆^3-. Som for wolfram finnes det nonaklorodimolybdat, Mo₂Cl₉^3-, men dette er paramagnetisk med bare delvis binding mellom metallatomene.

Det brune molybdentetrakloridet, MoCl₄, finnes i tre former. Alfaformen dannes ved å redusere molybdenpentaklorid med tetrakloretylen eller hydrokarboner. Den er isomorf med niobtetraklorid. Ved oppvarming til 250 ºC i nærvær av molybdenpentaklorid går den over til betaformen, som har en heksagonal tettpakket struktur hvor molybdenatomene sitter fjernere fra hverandre enn i alfaformen, hvor det skjer en delvis spinnparing. Den tredje formen, med ukjent struktur, kan lages ved å behandle molybdendioksyd med karbon i en strøm av karbontetrakloriddamp med nitrogen som bæregass. Den har et magnetisk moment på om lag 1,9 BM (bohr magneton). Heksakloromolybdat(IV), MoCl₆^2-, kan dannes med andre klorider.

Det mest stabile molybdenkloridet er molybdenpentaklorid, MoCl₅, som fås som et paramagnetisk, mørkegrønt krystallinsk stoff ved å varme opp molybdenpulver i en strøm av klorgass. I krystallinsk fase er enhetscellen dimer (Mo₂Cl₁₀), men i dampform ser det ut til at det eksisterer bare monomere molekyler. Det er løselig og monomert også i mange organiske løsningsmidler. Det er også svært reaktivt, hydrolyserer i vann, reduseres av aminer til amidokomplekser og stjeler oksygen fra oksygenholdige løsningsmidler slik at det dannes molybdenoksyklorid, MoOCl₃, en polymer i fast fase som løses til oksykloromolybdater i saltsyre. Med klorid fås også helst oksokloromolybdater, ikke rene kloromolybdater. Det finnes også et nitridokompleks, [MoNCl₄]^2-.

Ved klorering av molybdendioksyd fås molybdenylklorid, MoO₂Cl₂, som er grønt og smelter ved 102 ºC. Molybdenmonoksyklorid, MoOCl₄, er flyktig og gult. Det er monomert i dampfase, men i krystallene er det uendelige kjeder med alternerende molybden- og oksygenatomer. Det finnes også et nitridokompleks, [MoNCl₄]^-.

Wolframdiklorid, som kan fås ved disproporsjonering av wolframtetraklorid ved 450-500 ºC eller ved reduksjon av wolframpentaklorid med aluminium i en passende temperaturgradient, består ikke krystallinsk av enkle wolfram- og kloridioner, men av en enhetscelle med komplekse [W₆Cl₈]⁴⁺-kationer med mange metall-metallbindinger og seks enkle kloridioner hvorav to er egne for denne cellen og de fire andre deles med en annen celle. Den korrekte formelen for "dikloridet" blir da W₆Cl₁₂. Som for molybden kan det også lages flere salter av kationet med andre anioner og en rekke pent krystalliserende salter med et [W₆Cl₁₄]^2--anion med interessante fotokjemiske og fotofysiske egenskaper hvis kationene er store, f.eks. tetrabutylammonium. De ytre seks kloratomene kan lett byttes ut med en rekke forskjellige ligander. Disse "toverdige" wolframforbindelsene er lettere å oksydere enn de tilsvarende molybdenforbindelsene, og reaksjon med klor gir et produkt som formelt er wolframtriklorid, men har et [W₆Cl₁₂]⁶⁺-kation med samme struktur som tilsvarende forbindelser for niob og tantal.

Trikloridet av wolfram har en liknende struktur som dikloridet, et komplekst kation med mange metallbindinger forbundet med enkle halogenidioner. Kompleksionet er her [W₆Cl₁₂]⁶⁺, en struktur som ligner de tilsvarende forbindelsene for niob og tantal. Det eksisterer også et komplekst anion, [W₂Cl₉]^3-, som danner salter med en rekke kationer. Dette ionet har en sterk trippelbinding mellom wolframatomene, og wolfram er derfor bare formelt treverdig i disse forbindelsene. [W₂Cl₉]^3- kan oksyderes til [W₂Cl₉]^2-, som har et uparet elektron.

Ved å koke wolframheksaklorid med wolframheksakarbonyl i fenylklorid eller ved å la wolframheksaklorid reagere med fosfor i et lukket rør fås wolframtetraklorid, WCl₄, som svarte, nåleformede krystaller. Det er lite stabilt og hydrolyserer og oksyderes lett. Ved oppvarming til 500 ºC disproporsjonerer det til diklorid og pentaklorid. Det kan lages heksaklorowolframat(IV), [WCl₆]^2-, med en rekke kationer.

Det paramagnetiske, grønne pentakloridet, WCl₅ dannes når tetrakloridet disproporsjonerer til di- og pentaklorid. Det er stabilere enn molybdenpentaklorid. Oksykloridet, WOCl₃, er en olivengrønn, krystallinsk forbindelse. Det finnes en rekke kompleksforbindelser med ionene [WCl_5+x]^x- og [WOCl_3+x]^x-. Pentakloridet kan også addere forskjellige elektrondonorer. Med aminer og nitriler dannes det fireverdige komplekser. Det finnes også et nitridokompleks, [WNCl₄]^2-.

Ved direkte reaksjon mellom wolfram og klor dannes heksaklorid, WCl₆, som blåsvarte krystaller. Det hydrolyserer lett til wolframsyre i vann. Det dannes også oksyhalogenider som det rødoransje WOCl₄ og det gule WO₂Cl₂. Det er også kjent oksyklorokomplekser. Det finnes nitridokomplekser som [WNCl₄]^-, og [W₂NCl₁₀]^- og [W₃N₂Cl₁₄]^2- med nitrogenbroer.

Mangan(II)klorid, MnCl₂, kan lages ved å brenne mangan i klorgass. Det er rosafarget, lett løselig i vann og krystalliserer ut av løsningen med 4 molekyler krystallvann hvis den inndampes. En slik mangandikloridløsning er også resultatet når man fremstiller klorgass av brunstein og saltsyre: MnO₂ + 4HCl(aq) = MnCl₂ (aq) + 2H₂O + Cl₂.

Med Mn(II)-løsninger i etanol eller eddiksyre kan det dannes klorokomplekser som trikloromanganat(II), MnCl₃^-, og et grønngult tetrakloromanganat(II), MnCl₄^2-. Med natrium og kalium kan det dannes heksakloromanganat(II), MnCl₆^4-, og med trimetylammonium et heptaklorodimanganat(II), Mn₂Cl₇^3-, som også inneholder noe tetrakloromanganat(II). Det er også kjent akvaioner som [MnCl₄(H₂O)₂]^2- og [Mn₂Cl₆(H₂O)₄]^2-.

Et svart triklorid MnCl₃ kan dannes ved å klorere MnO(OH) i karbontetraklorid ved lav temperatur. Det begynner å avgi klor ved -40 °C, men danner purpurfargede løsninger i dietyleter som er rimelig stabile ved -10 °C og kan brukes til å lage tetraalkylammoniumpentakloromanganater(III) som ((CH₃)₄N)₂MnCl₆ eller komplekser med alkylfosfiner.

Heksakloromanganat(IV), [MnCl₆]^2-, er ustabilt, men kan studeres i en matriks av kaliumheksaklorostannat(IV) hvor det dannes ved reduksjon av kaliumpermanganat med sterk saltsyre i nærvær av kaliumheksaklorostannat.

En av de få rimelig stabile mangan(V)forbindelsene er et mangan(V)oksyklorid, MnOCl₃, som dekomponerer til oksygen og triklorid over 0 °C. Det finnes også et mangan(VII)oksyklorid MnO₃Cl. Begge disse stoffene er grønne, flyktige, eksplosive væsker. Et brunt mangan(VI)oksyklorid, MnO₂Cl₂, er uhyre ustabilt. Alle disse stoffene dannes ved reaksjon mellom manganheptoksyd og klorsulfonsyre.

Technetiumkloridene er flyktige, særlig ved høyere oksydasjonstrinn. Ved reaksjon mellom technetiumheptoksyd og karbontetraklorid i trykkammer fås technetiumtetraklorid, TcCl₄, som rødbrune, paramagnetiske krystaller. Dette er også hovedproduktet ved klorering av metallet direkte. Strukturen likner zirkoniumtetraklorid, og i motsetning til rheniumtetrakloridet har det ikke metall-metallbindinger. Det er også kjent et grønt heksaklorid som smelter ved 25 ºC. Det kan dannes mange halogenidkomplekser, hvorav det viktigste er det fireverdige gulgrønne heksaklorotechnetat(IV)-ionet, TcCl₆^2-, som kan lages ved å redusere pertechnetat i saltsyreløsning med kaliumjodid. Spesielt interessante er klorokomplekser med metall-metallbindinger: Tc₂Cl₈^2- og Tc₂Cl₈^3-, hvor det sistnevnte er langt mer stabilt enn det første.

Det er kjent flere technetiumoksyklorider, det brune TcOCl₃ som sublimerer ved 500 °C, det purpurfargede TcOCl₄ som smelter ved 35 °C og TcO₃Cl, en fargeløs væske som koker ved 25 °C. Det kan dannes en rekke kloridkomplekser med oksykloridene. TcOCl₅^--ionet er ganske ustabilt.

Ved klorering av rhenium ved 600 °C fås en mørk rødbrun damp som kondenseres til mørkerøde krystaller av rheniumpentaklorid, egentlig en dimer, Re₂Cl₁₀. Krystallene består av ReCl₆-oktaedre som deler en kant to og to.

Det svarte tetrakloridet, ReCl₄, kan for eksempel lages ved å redusere pentakloridet med tetrakloretylen. Strukturen er meget spesiell, med dobbeltoktaedriske Re₂Cl₉-enheter som to og to har en flate felles og deler et kloratom i hver topp med naboenhetene. Mellom de to rheniumatomene er det metallbinding.

Ved å dekomponere pentakloridet i sterk varme fås mørkt purpurrøde krystaller av et triklorid, som er en trimer, Re₃Cl₉, med forholdsvis høyt smeltepunkt. Molekylet her består av et plant triangel av kloratomer med rheniumatomer midt på hver side, med to kloratomer bundet til hvert rheniumatom, ett på hver side av triangelplanet. Disse sideatomene byttes lettere ut ved substitusjonsreaksjoner enn de i triangelplanet. Det er dobbeltbindinger mellom de tre rheniumatomene.

Det kan også lages et rødgrønt heksaklorid med smeltepunkt 29 °C.

Det kan lages en mengde klororhenatkomplekser. De fleste er 6-koordinerte, f.eks. KReCl₆ og (NH₄)₂ReCl₆. De viktigste er de fireverdige gulgrønne heksaklororhenat(IV), ReCl₆^2-, som kan lages ved å redusere perrhenat i saltsyreløsning med kaliumjodid. Kaliumsaltet, K₂ReCl₆, hydrolyserer i vannløsning til vannholdig rheniumdioksyd, men er stabilt i saltsyreløsning.

Det interessante klorokomplekset Re₂Cl₈^2- kan lages av rheniumtriklorid eller ved å redusere perrhenat i saltsyre med hydrogen eller underfosforsyrling, men det mest effektive er å koke tetrabutylammoniumperrhenat med benzosyreklorid. Ionet har faktisk en firedobbeltbinding mellom rheniumatomene, og var i 1964 den første stabile forbindelsen som ble oppdaget med en slik kvadruppelbinding. Ionet reagerer f.eks. reversibelt med organiske syrer til molekyler hvor 6 av kloratomene er fjernet og det er fire syrerester med begge oksygenatomene i karboksylgruppen bundet til hvert sitt rheniumatom, f.eks. (CH₃COO)₄Re₂Cl₂. Kvadruppelbindingen reagerer med sterkt p-aksepterende ligander som isonitriler og karbonmonoksyd til forskjellige komplekser med bare ett rheniumatom. Reaksjon med organiske fosfiner som trimetylfosfin kan tilføre elektroner til en av orbitalene slik at den blir en trippelbinding. Fosfinkomplekset kan oksyderes i to trinn fra Re₂Cl₄(P(CH₃)₃)₄ via [Re₂Cl₄(P(CH₃)₃)₄]⁺ til [Re₂Cl₄(P(CH₃)₃)₄]²⁺. Det finnes også analoge ioner hvor klor er erstattet av fluor, brom, jod eller tiocyanat i alle eller noen av posisjonene.

Det stort sett molekylære, grønnbrune oksykloridet ReOCl₄ med smeltepunkt 30 °C kan lages ved å oppvarme rhenium med SO₂Cl₂ til 350 °C. Ved oppvarming av rheniumpentaklorid med dikloroksyd i karbontetraklorid til 250 ºC fås rheniumtrioksydklorid, ReO₃Cl, som en fargeløs væske med kokepunkt 131 ºC. Det er kjent en mengde oksoklorokomplekser, f.eks. ReOCl₄^-, ReOCl₅^-, ReO₃Cl₃^2- og [Cl₅ReOReCl₅]^4-. Oksykloridene kan også danne komplekser med en god del andre ligander.

Ved oppvarming av jern i tørr hydrogenklorid, eller (renest) ved å redusere jern(III)klorid med jern i tetrahydrofuran, fås en hvit masse av vannfritt jern(II)klorid, FeCl₂. Hvis man løser jern i saltsyre uten lufttilgang dannes det en grønn løsning av kloridet, som kan inndampes til grønne krystaller av tetrahydratet, FeCl₂.4H₂O. Med store kationer kan det dannes tetrakloroferrat(II)-kompleks, [FeCl₄]^2-, med tetraederstruktur.

Ved oppvarming av jern i tørr klorgass dannes jern(III)klorid, FeCl₃, som sublimerer og avsetter seg som sterkt hygroskopiske krystallblad med mørkegrønn metallisk overflatefarge og mørkerød gjennomlysningsfarge. I gassfasen er det en likevekt mellom FeCl₃-molekyler og Fe₂Cl₆-molekyler. Sistnevnte har en ujevn ringformet kjerne med annethvert jern- og kloratom. Krystallene er derimot ikke molekylære. Hvis jern løses i saltsyre og løsningen oksyderes med klor fås en vannløsning av jern(III)klorid. Ved inndamping av løsningen fås gule krystaller av heksahydratet, FeCl₃.6H₂O. Det finnes også en rekke andre hydrater. Nøytrale komplekser kan også dannes med en rekke andre elektrondonorer, som f.eks. tetrahydrofuran, C₄H₈NH.

Ved oppvarming av jern(III)oksyd og jern(III)klorid til høy temperatur fås et oksyklorid, FeOCl, som har en skiktstruktur med plass til små molekyler mellom skiktene.

Tilsetning av kloridioner til jern(III)-løsninger gir forskjellige kloridkomplekser ved forskjellig kloridmengde, fra FeCl²⁺ og FeCl₂⁺ til FeCl₄^- i mettet løsning. Sistnevnte dannes også hvis man løser jern i konsentrert saltsyre. Det kan fås krystallinske salter av FeCl₄^-, FeCl₅^2-, FeCl₆^3- og Fe₂Cl₉^3-, helst med store kationer. Jern danner også lett dimere komplekser med oksygenbroer, f.eks. [Fe₂OCl₆]^2-, som hydrolyseres til [(H₂O)₄ClFe]₂O i vannløsning.

Bl.a. med difosfinkomplekser kan jern(IV) stabiliseres slik at det kan lages f.eks. [(((C₆H₅)P)₂C₂H₄)FeCl₂]²⁺ ved kjemisk eller elektrokjemisk oksydasjon.

Ved oppvarming av ruthenium i klor og karbonmonoksyd til 370 ºC fås ruthenium(III)klorid, RuCl₃, som et mørkebrunt fast stoff som er uløselig i vann og syrer. Ved oppvarming til 450 ºC i klorgass skjer en faseovergang til alfaformen, som er antiferromagnetisk og krystalliserer i skiktstruktur som svarte blad.

Hvis vannløsninger av rutheniumtetroksyd i konsentrert saltsyre inndampes, fås en mørkerød masse som er en blanding av kloro- og akvakomplekser av treverdig ruthenium med RuCl₃.3H₂O som omtrentlig gjennomsnittlig sammensetning. Den løses lett i vann, etanol og aceton, slik at det kan gjøres reaksjoner med fosfiner og mange andre stoffer som er løselige i organiske løsningsmidler. I en vannløsning med høy konsentrasjon av klorid dannes det heksaklororuthenat(III), [RuCl₆]^3-, som ellers raskt hydrolyserer i vannløsning ved å bytte ut flere av kloratomene i komplekset med vann. Løsningen stabiliserer seg raskt på det gule [RuCl₂(H₂O)₄]⁺-ionet, men går helt ut til heksahydrat av ruthenium³⁺-ion hvis den blir stående lenge. Alle disse treverdige klorforbindelsene katalyserer reduksjon av treverdig jern med hydrogenperoksyd og hydrering av acetylener.

Hvis rutheniumtriklorid løses i en sterk ammoniakkløsning med overskudd av ammoniumklorid fås et oransje heksammin, [Ru(NH₃)₆]Cl₃. Hvis en vannløsning av rutheniumtriklorid behandles med ammoniumhydroksyd i flere dager fås en sterkt rødfarget løsning. En sterkt rød løsning fås også hvis ruthenium(III)-klorokomplekser reduseres ved koking med etanol og løsningen behandles med ammoniakk og utsettes for luft ved 90 ºC med tilsetning av mer ammoniakk i intervaller. Også andre varianter med ammoniakkbehandling av rutheniumklorider og klorokomplekser gir sterkt røde til brune løsninger, som kan krystalliseres til rutheniumrødt, [Ru₃O₂(NH₃)₁₄]Cl₆.4H₂O, med tre- og fireverdig ruthenium.

Løsninger med dyp blekkblå farge fås hvis hvis saltsure løsninger av ruthenium(III)-klorokomplekser reduseres elektrolytisk eller kjemisk, f.eks. med treverdig tinn eller hydrogen i nærvær av platinasvart. Også ruthenium(II)acetat, (CH₃COO)₄Ru₂, gir blå løsninger ved behandling med saltsyre. Det er ikke helt klart hva disse blå løsningene består av, men de er trolig dimerer med både to- og treverdig ruthenium. De blå løsningene er ustabile og danner treverdig [RuCl₄(H₂O)₂]^- i nærvær av luft. Uten luft oksyderes de av vannet til det gule [RuCl₂(H₂O)₄]⁺-ionet.

Ved inndamping av saltsure løsninger av ruthenium(VIII)oksyd fås ruthenium(IV)klorid, RuCl₄, og ruthenium(IV)hydroksyklorid, RuOHCl₃.

Hvis rutheniumtetroksyd reduseres med saltsyre fås et dekakloromonoksodiruthenation(IV), [Ru₂OCl₁₀]^4-, med oksygenbro mellom rutheniumatomene, som kan reduseres videre til gult, nokså ustabilt heksaklororuthenat(IV), [RuCl₆]^2-. Saltene er brune eller purpurrøde og isomorfe med tilsvarende osmater, iridater, palladater og platinater. De er enklest å lage ved å oksydere klororuthenater(III) med klor.

I salpetersure løsninger av rutheniumklorid har man identifisert det mørkerøde ruthenium(III)nitrosylklorid, RuNOCl₃. Med alkaliklorider fås nitrosylpentaklororuthenat(III), [RuNOCl₅]^2-. Reduksjon av kaliumsaltet med saltsyre og tinndiklorid gir et dimert kompleks med nitridbro, K₃[(H₂O)Cl₄RuNRuCl₄(H₂O)]. Behandling av ionet med ammoniakk gir [Cl(NH₃)₄RuNRu(NH₃)₄Cl^3-.

Et flyktig, svart osmiumtetraklorid, OsCl₄, fås ved oppvarming av osmium til 650 ºC i overskudd av klor. Ved lavere temperatur fås en blanding av tetraklorid og triklorid. Rent triklorid, OsCl₃, fås som et mørkegrått eller brunt fast stoff ved dekomponering av tetrakloridet ved 470 ºC med klor under lavt trykk. Ved reaksjon mellom osmiumtetroksyd og svoveldiklorid fås et svart pentaklorid som er en dimer og isomorf med den tilsvarende rheniumforbindelsen, men uten metall-metallbindinger.

Ved reduksjon av en saltsyreløsning av osmiumtetroksyd med toverdig jern fås heksakloroosmat(IV), [OsCl₆]^2-, som danner brune eller oransje salter. Ionet kan reduseres videre til heksakloroosmat(III), [OsCl₆]^3-. Det kan oksyderes til heksakloroosmat(V), [OsCl₆]^-, ved oksydasjon med blydioksyd. Dette ionet opptrer også som mellomstadium i reaksjonen mellom osmiumtetroksyd og svoveldioksyd. Alle disse heksakloroosmatene er oktaedriske. Det finnes også forskjellige dimere ioner med halogenbroer og et oktaklorodiosmation, [Os₂Cl₈]^2-, hvor osmium formelt er treverdig, men det er en trippelbinding mellom de to osmiumatomene. Dessuten finnes det en rekke blandede kloro-okso-hydrokso-akvaosmationer, og osmium danner også di- og trimere klorokomplekser med nitridbroer slik som ruthenium.

Koboltklorid, CoCl₂, kan lages ved å løse kobolt, koboltoksyd eller kobolthydroksyd i fortynnet saltsyre. Løsningen har rosa farge og ved romtemperatur krystalliserer et rødt heksahydrat ut av løsningen. Ved oppvarming til 35 ºC avgis en stor del av krystallvannet og man får forskjellige blåfargede varianter, som det rosafiolette dihydratet og det blå monohydratet. Det vannfrie saltet som dannes ved fortsatt oppvarming er lyseblått. Men hvis det blir stående i fuktig luft tar det lett opp vann igjen, med tydelig fargeforandring. Koboltklorid danner lett anionkomplekser som CoCl₃^- eller CoCl₄^2- i kloridløsning.

Rent kobolttriklorid finnes ikke, men det kan stabiliseres av visse ligander, spesielt nitrogendonorer, og et koboltheksammintriklorid, [Co(NH₃)₆]Cl₃, kan lages med godt utbytte ved å boble en kraftig luftstrøm i flere timer gjennom en løsning av koboltdiklorid som også inneholder ammoniakk, ammoniumklorid og aktivt kull. En tilsvarende reaksjon finnes med etylendiamin som nitrogendonor. Slike komplekser har en svært mangslungen kjemi.

Rhodiummonoklorid, RhCl, kan stabiliseres av forskjellige nøytrale pi-komplekserende ligander som karbonyl, trialkylfosfin, alkener, arener, og kan danne eller foreligge i en myriade komplekser.

Toverdig rhodium er vanskeligere å stabilisere, men med store fosfinligander som trisykloheksylfosfin kan det stabiliseres kvadratiske dikloridkomplekser som er paramagnetiske.

Rhodium reagerer ikke med klor ved temperaturer under 250 ºC. Reaksjonsproduktet er rhodiumtriklorid, RhCl₃, et brunrødt pulver med skiktstruktur som er uløselig i vann og syrer. Men hvis rhodium(III)oksydhydrat løses i saltsyre og løsningen dampes inn forsiktig fås et rødt, hygroskopisk pulver av rhodiumtriklorid-tetrahydrat, RhCl₃.4H₂O, som løses lett i vann. Ved oppvarming a hydratet til 180 ºC i en atmosfære av hydrogenklorid fås et annet vannfritt triklorid som er mye mer reaktivt og løselig i vann. Ved videre oppvarming til 300 ºC kommer den inerte skiktstrukturen tilbake igjen og reaktiviteten og vannløseligheten forsvinner. Foruten hydrater er det også kjent ammoniakater av rhodiumtriklorid, som [Rh(NH₃)₆]Cl₃ eller [Rh(NH₃)₅Cl]Cl₂.

I kloridløsninger danner rhodiumtriklorid lett oktaedriske heksaklororhodiater med det rosa ionet [RhCl₆]^3-. I motsetning til de tilsvarende kobolt- og iridiumforbindelsene er disse og andre anioniske rhodium(III)-forbindelser lite stabile. Ved henstand vil heksaklororhodiatløsningen bli brun fordi ett eller flere av kloridionene i komplekset hydrolyserer. Egenskapene til hele serien fra [RhCl₆]^3- via [RhCl₅(H₂O)]^2-, [RhCl₄(H₂O)₂]^-, [RhCl₃(H₂O)₃], [RhCl₂(H₂O)₄]⁺ og [RhCl(H₂O)₅]²⁺ til [Rh(H₂O)₆]³⁺ er studert og kjent i detalj. Tilsvarende dannes det ammoniakater (amminer) i ammoniakkløsning. Med svært store kationer kan det også dannes nonaklorodirhodiat, [Rh₂Cl₉]^3-. Heksaklororhodiater kan også lages ved å oppvarme rhodiummetall og alkalimetallklorid i klorgass, med litt karbon, ekstrahere smelten og krystallisere.

Ved oksydasjon av iskalde løsninger av heksaklororhodiat(III) med klor i nærvær av cesiumklorid kan det dannes cesiumheksaklororhodiat(IV), Cs₂RhCl₆. Det dekomponerer i vann, men er en av de få forholdsvis stabile fireverdige rhodiumforbindelsene. Cesiumionet er stort nok til å stabilisere det.

Iridiummonoklorid, IrCl, kan stabiliseres av forskjellige nøytrale pi-komplekserende ligander som karbonyl, trialkylfosfin, alkener, arener, og finnes som en myriade komplekser. Iridium danner ellers et olivengrønt triklorid, IrCl₃, og et mørkebrunt tetraklorid, IrCl₄. Bare det sistnevnte er løselig i vann. Trikloridet gir lett oktaedriske heksaklorokomplekser med andre klorider. De kan hydrolysere i vann, men ikke så lett som de tilsvarende rhodiatene. En tilsvarende serie hydrater er kjent, og også en tilsvarende serie ammoniakater. Med svært store kationer dannes det også nonaklorodiiridat, [Ir₂Cl₉]^3-.

Heksakloroiridiat(IV) er mye mer stabilt enn det tilsvarende rhodiationet, og kan lages ved å klorere en blanding av iridiumpulver og et alkaliklorid eller ved å tilsette alkaliklorid til en suspensjon av vannholdig iridiumdioksyd i saltsyre. Det svarte natriumsaltet Na₂IrCl₆ er lettløselig i vann. En tilsvarende syre, heksakloroiridiumsyre(IV), fås ved reaksjon mellom kongevann og ammoniumheksakloroiridat(IV). I basisk løsning er ionet ustabilt og løsningen skifter raskt farge fra rødbrun til blekt gulgrønn på grunn av reduksjon til heksakloroiridat(III): 4IrCl₆^2- + 4OH^- = 4IrCl₆^3- + O₂ + H₂O. I sterkt sur løsning, f.eks. 12M HCl, går reaksjonen fullstendig den omvendte veien ved oppvarming.

Nikkelklorid, NiCl₂, kan lages ved å løse nikkel i saltsyre. Det krystalliserer ut av vannløsninger som heksahydrat i form av gressgrønne, monokline, prismatiske krystaller som avgir krystallvann ved oppvarming og går over i det gule vannfrie saltet. Det danner ikke anionkomplekser i kloridløsning slik som koboltklorid, men det kan dannes ioniske tetrakloronikkelater ved sammensmelting av nikkelklorid og andre klorider. Alkylammoniumtetrakloronikkelater endrer i likhet med en rekke andre nikkelkomplekser form og koordinasjonstall med temperaturen slik at d-d-absorpsjonsbåndene varierer og fargen av disse saltene er gulbrune eller grønne ved lav temperatur og blå ved høyere på grunn av skiftning fra oktaederkonfigurasjon med klorbroer til en tetraederkonfigurasjon.

Nikkelmonoklorid, NiCl, kan stabiliseres av visse voluminøse nøytrale ligander.

Palladium(II)klorid, palladiumdiklorid, PdCl₂, fås ved oppvarming av palladium og klor til 500 ºC. Det er et rødbrunt, hygroskopisk stoff som løses fullstendig i vann ved tilsetning av saltsyre og krystalliserer fra vannløsning med to molekyler krystallvann. Fra en fortynnet vannløsning vil karbonmonoksyd og andre reduserende gasser felle metallisk palladium og en slik løsning kan derfor brukes til påvisning av karbonmonoksyd. Dikloridet danner både diammin- og tetramminkompleks med ammoniakk, [Pd(NH₃)₂]Cl₂ og [Pd(NH₃)₄]Cl₂. Med alkaliklorider fås gulaktige tetrakloropalladater, f.eks. Rb₂PdCl₄. Ionet [Pd₂Cl₆]^2-, med halogenbro, kan fås med store kationer. I vannløsning kan kan tetrakloropalladater assosieres med kloridioner slik at det dannes pentakloropalladationer. Som platina danner palladium interessante komplekser med tinnklorid, triklorostannitt og triklorogermanitt, f.eks. Pd(GeCl₃)₂, [PdCl₂(SnCl₃)₂]^2- og [Pd(SnCl₃)₅]^3-.

Det kan også lages et palladiumtetraklorid, palladium(IV)klorid, PdCl₄, som med ammoniakk danner diamminpalladiumtetraklorid, [Pd(NH₃)₂]Cl₄ og med klorid heksakloropalladat [PdCl₆]^2-. Heksakloropalladat fås også ved oppløsning av palladium i kongevann eller ved klorering av tetrakloropalladat(II). Det spaltes ved oppvarming til tetrakloropalladat(II) og klorid.

Platinadiklorid, PtCl₂, kan lages ved å varme opp tetrakloridet i en strøm av klorgass ved 580 ºC eller ved å varme opp heksakloroplatinasyre til 240 ºC. I ammoniakkløsning danner det amminkompleks, PtCl₂(NH₃)₂. Dette komplekset er plant og har en cis- og en trans-isomer. Begge reagerer med DNA i cellene, men cis-isomeren bindes til kjeden og danner tverrforbindelser innen kjeden eller med andre kjeder slik at reproduksjonen hemmes, og har derfor virkning mot kreft, som innebærer rask celledeling og DNA-produksjon. Intensiv forskning har resultert i at vi nå kjenner over 2000 varianter med forskjellige aminer og anioner. Ved behandling av platinadiammindiklorid med uracil, uridiner, thymin og andre beslektede pyrimidiner fås platinablått, kortkjedede forbindelser med metall-metallinteraksjoner og variable oksydasjonstrinn.

Platinadikloridet løses i saltsyre til en rød til mørkebrun løsning av tetrakloroplatinat(II)-ion (tetrakloroplatinitt), som danner en rekke salter. Reduksjon av heksakloroplatinat(IV)-ion med f.eks. svoveldioksyd, hydrazinhydroklorid eller oksalsyre gir også dette tetrakloroplatinat(II)ionet som resultat. Det hydrolyseres langsomt, men sterkt i vann, slik at en løsning ved likevekt kan inneholde mindre enn 10 % [PtCl₄]^2-. Resten er [PtCl₃(H₂O)]^- og [PtCl₂(H₂O)₂]. Ionet [Pt₂Cl₆]^2-, med halogenbro, kan fås med store kationer. Som palladium danner platina interessante komplekser med tinnklorid, triklorostannitt og triklorogermanitt, f.eks. Pt(GeCl₃)₂, [PtCl₂(SnCl₃)₂]^2- og [Pt(SnCl₃)₅]^3-. De to sistnevnte katalyserer homogen hydrogenering av alkener.

Platinatetraklorid, PtCl₄, kan fås ved reaksjon mellom klor og platina eller ved oppvarming av heksakloroplatina(IV)syre til 300 ºC i form av en rødbrun, krystallinsk masse som reagerer med vann til en hydroksosyre, H₂[PtCl₄(OH)₂]. Med ammoniakk fås tilsvarende amminkomplekser, som sammen med platina(II)amminklorid gir kjedeformede forbindelser hvor det er alternerende platina- og kloratomer i kjeden. Den mest kjente er det såkalte Wolframs røde salt, hvor etylamin brukes i stedet for ammoniakk.

Hvis platina løses i kongevann med et overskudd av saltsyre og løsningen dampes inn til tørrhet fås brunrøde, hygroskopiske krystaller av heksakloroplatinasyre-heksahydrat, H₂[PtCl₆].6H₂O, som inneholder hydronium og hydroniumhydrater. Ved forsiktig oppvarming går det over til et dihydrat, som strukturmessig er (H₃O)₂[PtCl₆]. Ved videre oppvarming spaltes dihydratet i vann, hydrogenklorid og platinatetraklorid. Saltene av heksakloroplatinasyren kalles heksakloroplatinater. De er vanligvis gule og ofte tungtløselige i vann. Selv cesium-, rubidium-, kalium og ammoniumsaltene er tungtløselige, og kaliumsaltet brukes til kvantitativ bestemmelse av kalium. Natrium- og litiumsaltet løses derimot lett i vann. Det sitrongule ammoniumheksakloroplatinatet spaltes i nitrogen, ammoniakk, hydrogenklorid og svampaktig platinametall ved svak glødning, noe som har betydning for fremstilling av platinametall.

Kobber(I)klorid, CuCl, kan lages ved å redusere en kobber(II)kloridløsning med et overskudd av metallisk kobber i varm, konsentrert saltsyre. Til å begynne med er løsningen nesten svart, men etterhvert blir den fargeløs. Ved fortynning med vann faller monokloridet ut som et hvitt pulver. Ved oppvarming til 178 ºC skifter fargen til dypblått og det smelter til en dypgrønn væske. Kobber(I)klorid kan også lages ved å varmespalte kobber(II)klorid. Det er bestandig i luft i tørr tilstand. I fuktig luft oksyderes det lett til grønt, basisk kobber(II)klorid, Cu(OH)Cl. Det er uløselig i vann, men løser seg i konsentrert saltsyre og i ammoniakkvann fordi det dannes komplekser, H[CuCl₂] og [Cu(NH₃)₂]Cl. Begge disse løsningene kan absorbere karbonmonoksyd fordi disse kobberkompleksene lett adderer karbonyl og de brukes derfor som absorpsjonsmidler for karbonmonoksyd.

Kobber(II)klorid, CuCl₂, kan lages ved å løse kobber(II)oksyd i saltsyre. Ved inndamping av løsningen krystalliserer det ut et dihydrat som vanligvis er grønt på grunn av adsorbert vann, men i ren, tørr tilstand er det himmelblått. Det løses lett i vann og i polare organiske løsningsmidler som aceton, alkohol og pyridin. Konsentrerte vannløsninger er brungrønne, særlig hvis de er surgjort med saltsyre, på grunn av kompleksionet [CuCl₄]^2-. Noe svakere løsninger farges grønne av udissosiert dihydrat. Vannfritt, fast diklorid er mørkebrunt og hygroskopisk. En sterkt konsentrert vannløsning er også mørkebrun, men blir først grønn og så lyseblå ved fortynning. Det kan også dannes andre klorokomplekser som [Cu₂Cl₆]^2- og [CuCl₅]^3-. Sistnevnte kan felles fra løsninger av store treverdige kationer.

Sølvklorid, AgCl, er et hvitt, fast stoff som er praktisk talt uløselig i vann og syrer (0,15 mg i 100 g vann ved 20 ºC) og kan lages ved å felle en sølvnitratløsning med saltsyre eller kloridløsning. I krystallinsk form er det gjennomskinnelig for de fleste bølgelengder av infrarødt lys. Ved lengre tids belysning spaltes det i klor og sølv, som farger kloridet først lilla, så fiolett og til slutt svart. I likhet med sølvbromid løser det seg lett i tiosulfat- og cyanidløsninger på grunn av kompleksdannelse. Sølvklorid danner ikke så lett klorokomplekser i kloridløsning som bromidet og jodidet gjør i bromid- og jodidløsning, men 1M saltsyre løser likevel ca. 100 ganger så mye sølvklorid som rent vann. Det kan dannes både di- og trikloroargentater. Det lineære dikloroargentationet AgCl₂^- er observert i krystaller. Til forskjell fra sølvbromid løser sølvkloridet seg også lett i ammoniakkvann til amminkompleks.

Gull(I)klorid, AuCl, fås som et hvitt pulver ved oppvarming av trikloridet til 185 °C. Ved videre oppvarming spaltes det til gull og klor. Ved berøring med vann spaltes det til metallisk gull og gulltriklorid. Men med stort overskudd av klorid kan det stabiliseres et dikloroauratkompleks, AuCl₂^-. Monokloridet kan også danne komplekser med forskjellige nøytrale ligander.

Det finnes et formelt toverdig gullklorid som egentlig er en blandingsvalensforbindelse og har en tetramerstruktur, Au₄Cl₈. Forbindelsen er diamagnetisk.

Gull(III)klorid, AuCl₃, kan lages ved å lede klorgass over finfordelt gull ved 200 °C. Molekylet er dimert både i krystall- og dampfase og skrives mest korrekt Au₂Cl₆. Det hydrolyserer i vann,.men løses i saltsyre. Det er et sterkt oksydasjonsmiddel som f.eks. kan oksydere rutheniumkomplekser i vannløsning til rutheniumtetroksyd. Det kan danne en rekke komplekser med trialkylfosfin, -arsin eller -stibin eller med forskjellige toverdige anioniske chelatdannere.

Dette digullheksakloridet løses i saltsyre til en lysegul løsning og krystalliserer ut i form av lange, gule nåler som tetraklorogullsyre(III), HAuCl₄.4H₂O. Samme forbindelse er produktet når man løser gull i kongevann og damper av løsningen med saltsyre. Av denne tetraklorogullsyren er det kjent flere salter som kalles tetrakloroaurater. De kan hydrolysere i vannløsning. Vannløsninger av alkalisaltene reagerer som digullheksaklorid, og dette tyder på at komplekset AuCl₄^- er lite stabilt. Som kloridet er det et sterkt oksydasjonsmiddel.

Ved å redusere trialkylfosforgullklorid, f.eks. (C₆H₅)₃PAuCl, med natriumtetrahydridoborat eller diboran kan det dannes aggregater med mange gullatomer, opptil 55.

Sinkklorid, ZnCl₂, kan lages ved å varme opp sink i klorgass eller ved å løse sink eller en sinkforbindelse i saltsyre og dampe løsningen inn til tørrhet. Det er et hvitt, kornet pulver som kan smeltes om til en hvit, porselenliknende, utydelig krystallinsk masse. Det er svært hygroskopisk og løser seg lett i vann med sterk varmeutvikling og danner hydrater med 1, 1 1/2, 2 1/2, 3 og 4 mol vann. Løseligheten er så høy at molforholdet i løsningen mellom vann og sinkklorid kan bli under 2. Vannløsningene har en tendens til å hydrolysere og viser sur reaksjon. De kan danne forskjellige tetraklorosinkater med andre klorider i løsningen.

Kadmiumklorid, CdCl₂, krystalliserer i en forholdsvis typisk kovalent krystallform med en skiktstruktur hvor kadmiumatomene er oktahedrisk omgitt av kloratomer. Det danner perlemorglinsende blader som løses lett i vann, alkohol og aceton. I vannløsning kan det danne komplekser med andre klorider, både tetraklorokadmater, CdCl₄^2-, og pentaklorokadmater, CdCl₅^3-, er kjent.

Kvikksølv(I)klorid, Hg₂Cl₂, eller kalomel, kan lages i form av en hvit, glinsende krystallmasse ved å sublimere en blanding av kvikksølv og kvikksølv(II)klorid. Det er tungt løselig i vann og fortynnede syrer og kan derfor også lages ved å felle en løsning av et kvikksølv(I)-salt med klorid. Det farges svart i lyset på grunn av spalting. Ved behandling med ammoniakk dannes en blanding av kvikksølv(II)amidklorid, HgNH₂Cl, og kvikksølvmetall som farger bunnfallet svart. Kalomel er et gammelt gresk navn som betyr vakker og svart og har sin forklaring i denne fargeforandringen.

Kvikksølv(II)klorid, HgCl₂, eller sublimat, kan lages ved å varme opp en blanding av kvikksølv(II)sulfat og natriumklorid. Kvikksølvkloridet fordamper (sublimerer) og kan fortettes på en kald flate som hvite, gjennomskinnelige, stråleformede krystaller. Det kan også lages ved å varme opp kvikksølv med klor eller ved å løse kvikksølv(II)oksyd i saltsyre og dampe inn løsningen. Kloridet skiller seg da ut i form av fargeløse, rombiske bipyramider med en tydelig molekylær, og i høy grad kovalent struktur. Det løser seg lett i vann og har en tendens til å hydrolysere og gi en sur reaksjon, men løsningen har liten ionestyrke og leder strøm svært dårlig. Hvis den tilsettes ammoniakk fås et hvitt bunnfall av kvikksølv(II)amidklorid, som kan spaltes ved oppvarming til kvikksølv(I)klorid, ammoniakk og nitrogen. Hvis sublimatløsningen tilsettes mye ammonimklorid fås et bunnfall av diamminkvikksølv(II)klorid, Hg(NH₃)₂Cl₂. Kvikksølv(II)klorid reduseres av tinn(II)klorid først til kvikksølv(I)klorid og deretter videre til metallisk kvikksølv. Det er meget giftig og er dødelig for mennesker i doser på 0,2-0,4 g. Behandling: melk eller rå eggehviter og vann for å felle ut kvikksølvet, mageskylling og brekkmidler.

I vannløsninger av kvikksølvdiklorid med forskjellig kloridkonsentrasjon danner det seg en likevekt mellom HgCl⁺, HgCl₂, HgCl₃^- og HgCl₄^2-. I 1M kloridløsning dominerer tetrakloromerkuratet, men hvis løsningsmidlet er tributylfosfat er det trikloromerkuratet som dominerer, og hvis kloridkonsentrasjonen er 10^-10 M i vann er det omtrent like mye av de tre sistnevnte. Andre kjente klorokomplekser er pentakloromerkurat, HgCl₅^3-, og oktaklorotrimerkurat, Hg₃Cl₈^2-.

Bortriklorid, BCl₃, kan lages ved å la klorgass reagere med en glødende blanding av boroksyd og kull, eller bare med glødende bor. Under kokepunktet på 12,5 ºC er det en fargeløs, lettflytende væske med frysepunkt -107 ºC. Det spaltes raskt i vann og danner en røyk av spaltningsprodukt (borsyre) i fuktig luft. På tilsvarende måte reagerer det med alkoholer til borsyreestere.

Ved å sende en elektrisk utladning gjennom bortrikloriddamp med kobber- eller kvikksølvelektroder fås dibortetraklorid, B₂Cl₄, som har plane molekyler i krystallfase, men ikke i gassfase. Det reagerer med vann og alkoholer på samme måte som bortriklorid og det kan adderes over dobbelt- og trippelbindinger med karbon, f.eks. B₂Cl₄ + C₂H₂ = Cl₂BCH=CHBCl₂.

Ved oppvarming av B₂Cl₄ kan det dannes polykloroboraner med forskjellige lukkede polyederstrkturer og like mange bor- som kloratomer i molekylet. Nonakloroboran, B₉Cl₉, er den mest stabile, med en regelmessig trigonal prismatisk struktur.

Ved å tilsette bortriklorid til alkaliklorider ved høyt trykk, ved oppmaling av en blanding av de samme bestanddelene ved lav temperatur eller ved reaksjon mellom tertiære ammoniumklorider og bortriklorid i kloroform kan det lages tetrakloroborater som er forholdsvis stabile hvis kationene er store. De er stabilere enn tetrabromoboratene og tetrajodoboratene. Ved reaksjon mellom klorider og andre borhalogenider og mellom borklorid eller blandede borhalogenider med andre halogenider kan det lett lages blandede tetrahalogenoborater.

Boraner kan vanligvis lett kloreres i forskjellige posisjoner.

Vannfritt aluminiumtriklorid, AlCl₃, kan lages ved å lede klor eller hydrogenklorid over oppvarmet aluminium eller ved reaksjon mellom fosgen, COCl₂, og bauxitt. Det er et fargeløst eller gulaktig stoff som ryker sterkt i luft, løses meget lett i vann med sur reaksjon og kan inndampes fra løsningen som et heksahydrat i form av fargeløse, hygroskopiske krystaller. I dampform er det dimert, liksom i mange organiske løsningsmidler. Vannfritt aluminium- eller jernklorid brukes som katalysator ved Friedel-Crafts reaksjon, hvor alifatiske halogenforbindelser som f.eks. alkylhalogenider og syreklorider bindes til aromatiske hydrokarboner ved at det avspaltes hydrogenklorid, en av de få synteseveier man har for å etablere nye karbon-karbonbindinger og bygge organiske molekyler. Reaksjon mellom aluminiumklorid og N-butylpyridiniumklorid eller 1-metyl-3-etylimidazoliniumklorid gir væsker ved romtemperatur som leder strøm og er gode løsningsmidler både for organiske og uorganiske stoffer. Reaksjon med andre metallklorider gir blandingsklorider med klor-klorbroer som kan være flyktige.

Det er mulig å lage tetrakloroaluminater, f.eks. ved reaksjon mellom tetraetylammoniumklorid og aluminiumtriklorid i et organisk løsningsmiddel. De hydrolyserer i vann, men er viktige som et mellomstadium i Friedel-Crafts-reaksjonen. Også flere oksokloroaluminater kan lages. Komplekser kan også dannes mellom aluminiumtriklorid og en rekke andre ioniske eller nøytrale lewisbaser.

Ved høy temperatur kan det eksistere enverdig aluminiumklorid, AlCl, i gassfase og det inntrer en likevekt mellom gassformig triklorid og metall på den ene siden og monokloridet på den andre.

Galliumtriklorid, GaCl₃, har lavere smeltepunkt (78 ºC) enn både aluminiumklorid (193 ºC) og indiumklorid (586 ºC). Det er dimert i dampform og i organiske løsningsmidler som aluminiumkloridet. Gir også en sur vannløsning som kan inndampes til hydrat.

Tetraklorogallater kan lages på samme måte som tetrakloroaluminater, men også ved eterekstraksjon av Ga(III)-løsninger i 8M saltsyre, slik at de 6 hydratvannmolekylene til galliumionet byttes ut med 4 kloratomer. Komplekser kan også dannes mellom galliumtriklorid og en rekke andre ioniske eller nøytrale lewisbaser.

Ved 1100 ºC kan galliumtriklorid spaltes reversibelt i galliummonoklorid, GaCl, og klor, men i motsetning til gallium(I)oksyd og -sulfid har ikke monokloridet blitt isolert. Men et galliumdiklorid, som kan lages ved reaksjon mellom trikloridet og galliummetall i benzen ved 60 ºC, er egentlig et gallium(I)tetraklorogallat(III). Et tilsvarende tetrakloroaluminat kan også lages og det finnes andre tetraklorogallater av gallium(I) hvor det enverdige galliumionet er kompleksert med nøytralt svovel, selen eller arsen.

Hvis en galliumanode løses i en celle med 6M saltsyre som elektrolytt og cellen tilsettes tetrametylammoniumklorid ved 0 ºC, felles hvitt, krystallinsk tetrametylammoniumheksaklorodigallat(II), ((CH₃)₄N)₂[Ga₂Cl₆], som er stabilt og diamagnetisk. Oksydasjonstrinnet II er bare formelt, siden ionet har en Ga-Ga-binding. Det samme gjelder det krystallinske solvatet som kan dannes med dioksan og det ovennevnte gallium-"diklorid"et, for her er hvert galliumatom bundet til et annet galliumatom, to kloratomer og et nøytralt dioksanmolekyl.

Indiumtriklorid, InCl₃, har mye høyere smeltepunkt enn aluminium- og galliumkloridene, og mer ioniske egenskaper enn dem. Det er dimert i dampform og i organiske løsningsmidler som aluminiumkloridet. Gir også en sur vannløsning som kan inndampes til hydrat.

I motsetning til aluminium og gallium kan indium danne både 4- og 5-koordinerte klorokomplekser, tetrakloroindat, InCl₄^-, og pentakloroindat, InCl₅^2-. Komplekser kan også dannes mellom indiumtriklorid og en rekke andre ioniske eller nøytrale lewisbaser.

Thallium(I)klorid, TlCl, danner hvite krystaller som er tilnærmet uløselige i vann og mørkner langsomt i luft.

Thallium(III)klorid, TlCl₃, fås som et hvitt, krystallinsk sublimat ved reaksjon mellom tørr klorgass og thallium(I)klorid, eller ved reaksjon mellom thallium, thallium(I)klorid eller thallium(I)karbonat med nitrosylklorid. Produktet av den sistnente reaksjonen er thalliumtriklorid addert nitrosylklorid, som kan drives av ved oppvarming. Hvis klor ledes inn i en vannsuspensjon av thallium(I)klorid dannes et thallium(III)klorid-tetrahydrat, som krystalliserer ut av løsningen som fargeløse, hygroskopiske, sekskantede tavler som løser seg i vann med sterk sur reaksjon. Trikloridet begynner å avgi klor ved oppvarming til 40 ºC.

Thallium kan danne både tetraklorothallater, TlCl₄^-, pentaklorothallater, TlCl₅^2-, heksaklorothallater, TlCl₆^3-, og til og med nonaklorodithallater, Tl₂Cl₉^3-, med form som to oktaedre med spissene mot hverandre i et kloratom de har på deling. Komplekser kan også dannes mellom thalliumtriklorid og en rekke andre ioniske eller nøytrale lewisbaser.

Mettede hydrokarboner reagerer med klor under påvirkning av lys eller varme. Benzen og andre aromatiske hydrokarboner uten sidegrupper trenger en katalysator som jern(III)klorid for å reagere. Eksempel: C₈H₁₈ + Cl₂ = C₈H₁₇Cl + HCl. Resultatet kalles halogenider, i dette tilfellet oktylklorid eller etter nyere regler (mono)kloroktan. Antall halogenatomer som substitueres er avhengig av mengden halogen og hydrokarbon, og halogenatomenes plassering på molekylet er fullstendig tilfeldig. Brukes ett mol klor og ett mol oktan i reaksjonen fås en blanding av 1/3 1-kloroktan og 2/9 hver av 2-kloroktan, 3-kloroktan og 4-kloroktan. Trengs bare den ene må den separeres ut, f.eks. ved destillasjon, men det er vanskelig, for forskjellene i egenskaper er små. En annen måte å halogenere på er å addere halogen til hydrokarboner med dobbelt- eller trippelbindinger, f.eks. 2-penten: CH₃-CH=CH-CH₂-CH₃ + Cl₂ = CH₃-CHCl-CHCl-CH₂-CH₃. Med klor går denne reaksjonen raskt også i mørke ved romtemperatur, og resultatet er entydig, 2,3-diklorpentan. Like raskt går reaksjonen med hydrogenklorid. Er hydrokarbonet symmetrisk fås bare ett produkt, f.eks. med acetylen og saltsyre: C₂H₂ + HCl = CH₂:CHCl. Produktet her heter vinylklorid, et uhyre viktig råmateriale i plastindustrien. En annen måte å sette inn et halogenatom i en spesifikk posisjon er å bytte ut hydroksylgrupper med halogen ved å la alkoholer reagere med tionylklorid, f.eks. CH₃CH₂CH(OH)CH₃ + SOCl₂ = CH₃CH₂CHClCH₃ + SO₂ + HCl.

Disse kloridene likner hydrokarbonene svært i egenskapene. Alle er uløselige i vann, men løses i diverse organiske løsningsmidler, og et hydrokarbonklorid og et hydrokarbon med samme molekylvekt har i prinsippet samme smelte- og kokepunkt. Men de fleste er tyngre enn vann. De er også mindre reaktive, særlig hvis det er mange halogenatomer. Dessuten er de giftige. Kloridene er giftigere enn de andre halogenidene, og som regel giftigere jo flere kloratomer det er i molekylet. Velkjente giftige klorider er kloroform eller triklormetan, mye brukt til å bedøve med, bl.a. av kidnappere i B-filmer, og av sommerfuglsamlere. Så har vi DDT, som står for diklordifenyltrikloretan, eller mer systematisk 2,2-bis(4-klorfenyl)1,1,1-trikloretan, CCl₃CH(C₆H₄Cl)₂. Klorider er også viktige i syntese. Primære klorider reagerer lett med hydroksydioner til alkoholer. De fleste sekundære og alle tertiære spalter heller av hydrogenklorid og gir umettede hydrokarboner: CH₃-C(CH₃)₂-Cl + OH^- = CH₂=C(CH₃)₂ + H₂O + Cl^-. Kloridene reagerer også med alkoholationer til etere, med ammoniakk til aminer og med cyanid til nitriler. En ekstremt viktig reaksjon er med magnesiummetall i vannfri eter: C₃H₇Cl + Mg = C₃H₇MgCl. Slike forbindelser kalles grignardreagenser og er standardmidlet for å nydanne karbon-karbonbindinger i den organiske syntesen. Men her er det brom som foretrekkes som halogen.

Ikke bare hydrokarboner kan kloreres. Hvis benzenringer har aktive grupper som hydroksyl eller amin, går reaksjonen med klor lett ved romtemperatur: C₆H₅OH + Cl₂ = ClC₆H₄OH + HCl. Resultatet her er alltid para-klorfenol (4-klorfenol). I sur eller basisk løsning kan ketoner lett kloreres. Kloratomet vil feste seg på et nabokarbon til ketogruppen, alltid karbonet på den korteste greina. I sur løsning byttes hydrogenene med klor ett og ett og reaksjonen kan alltid stoppes når riktig antall kloratomer er nådd. Men i basisk løsning går den videre til det ene nabokarbonet er mettet med klor, og hvis man ikke tilfører nok klor til at alle molekylene mettes får man en blanding av ureagert keton og ketoner med forskjellig antall kloratomer på nabokarbonet. Hvis en av greinene er en metylgruppe opptar den i basisk løsning raskt tre kloratomer og spaltes fra med kloroform, CHCl₃ som resultat.

Freon er en generell betegnelse på klorfluorkarboner (KFK eller CFC), og spesielt difluordiklormetan. De er mye brukt til kjølemedium p.g.a. den kjemiske inertheten og fordampningsegenskapene. Men oppdagelsen av at de med uhyggelig effektivitet spalter oson har vært årsak til stor bekymring over at så store mengder av dem slippes ut i atmosfæren, og mange kjøleanlegg, f.eks. ved kunstisbanen på Valle Hovin i Oslo, har gått over til ammoniakk eller andre kjølemedier. Hydroklorfluorkarboner (HKFK) er forbindelser som i tillegg til klor, fluor og karbon også inneholder hydrogen. I tillegg til de vanlige kjemiske navnene og formlene har disse forbindelsene også sin egen merkelige kode for å beskrive sammensetningen. De som inneholder bare ett karbonatom har et tosifret tall hvor det første tallet angir antall hydrogenatomer pluss én, mens det siste angir antall fluoratomer. Alle andre atomer antas å være kloratomer. Hvis det er mer enn ett karbonatom er tallet tresifret, og det første sifferet er antall karbonatomer minus én. For eksempel er difluordiklormetan KFK-12, monofluortrikloretan er HKFK-131, pentafluormonokloretan er KFK-115.

Klorfluorkarboner er ekstremt stabile og selv om det finnes lite av dem i atmosfæren i dag vil mengden øke regelmessig ved fortsatt bruk. Hydroklorfluorkarboner reagerer med reaktive OH-radikaler i den nedre atmosfæren og bygger seg ikke opp på samme måte, men klorfluorkarbonene når opp til den øvre atmosfæren hvor den ultrafiolette strålingen er energirik nok til å bryte klor-karbonbåndene. Slike frie kloratomer virker som en katalysator som bryter ned oson til vanlig oksygen selv i svært små mengder. Osonmolekylet avgir ett oksygenatom som bindes til kloratomet slik at det dannes et ClO-radikal og et vanlig oksygenmolekyl. ClO-radikalet reagerer med frie oksygenatomer som dannes ved naturlig spalting av oson til et nytt oksygenmolekyl og et fritt kloratom som kan fortsette på samme måten. Kloratomene vil etterhvert reagere med andre molekyler, men kan frigjøres igjen ved nye reaksjoner med ultrafiolett stråling. Siden 1982 er det observert sterk svekkelse av osonlaget over polare strøk, noe som kan ha sammenheng med dette. Osonlaget beskytter jordoverflaten mot ultrafiolett stråling fordi et ultrafiolett lyskvant absorberes når det spalter oson. Uten denne beskyttelsen vil livet på Jorda bli utsatt for dramatiske skadevirkninger, og selv en mindre svekkelse vil føre til slike ting som økt forekomst av hudkreft, skader på planter m.m.

Når en organisk syre tilføres fosforpentaklorid dannes et syreklorid: C₆H₅COOH + PCl₅ = C₆H₅COCl + HCl + POCl₃. Slike forbindelser navngis med syrenavnet + klorid, her benzosyreklorid, eller med syreradikalnavnet + endelsen -oyl og klorid, i dette tilfellet benzoylklorid. For de syrene som har egne navn brukes ofte den latinske versjonen av navnet + -yl og klorid, som acetylklorid, propionylklorid, butyrylklorid etc, men -oyl brukes ikke sjelden her også. Syrekloridene er atskillig flyktigere enn syrene, vi må opp til stearoylklorid, C₁₇H₃₅COCl for å finne en som smelter ved romtemperatur. De er løselige i upolare organiske løsningsmidler, men reagerer med vann, ammoniakk og alkoholer til h.h.v. syrer, amider og estere. De har skarp, skjærende lukt og er ubehagelige substanser som har vært brukt som tåregasser og helst må arbeides med i avtrekk.

Karbontetraklorid, CCl₄, også kalt tetra og bensinoform, kan lages med en viss vanskelighet ved å brenne finfordelt karbon i kloratmosfære. Bedre er det å behandle karbondisulfid med klor eller varme opp metan eller andre hydrokarboner med klor til 250-400 °C. Det er en fargeløs væske med kokepunkt 76,8 °C som knapt nok er løselig i vann, men løses i en rekke organiske løsningsmidler, foruten at den er et godt løsningsmiddel selv for upolare organiske stoffer. Den har en karakteristisk søtaktig lukt. Virker bedøvende og er giftig og kreftfremkallende. Den er kjemisk inert og virker kvelende på ild, men kan spaltes av sterk varme, men vanskeligere enn tetrabromidet og tetrajodidet, og i noen grad av lys. Det har ikke noen tendens til å danne komplekser med kloridioner i vann slik som CS₂ har med sulfider, og det er ikke kjent klorokarbonater.

Karbontetraklorid kan betraktes som klorsubstituert metan og kan like gjerne benevnes tetraklormetan. Også andre enkle hydrokarboner som etan og etylen har helt klorsubstituerte former med egenskaper som er ganske like tetrakloridet, særlig den sistnevnte. Det finnes også en del blandingshalogenider, slik som CCl₂F₂ eller CFClBrI, med egenskaper som ligger mellom de rene halogenidene. De delvis substituerte hydrokarbonene, f.eks. kloroform, CHCl₃, har egenskaper som ligger mellom de fullsubstituerte og de usubstituerte.

Kloroform, CHCl₃, er en fargeløs, tung og flyktig væske som er tungt løselig i vann men blander seg lett med eter og alkohol. Den har en karakteristisk lukt og brennende, søtlig smak. Den ble først laget i 1831 ved å behandle kloral med alkali. Den kan også lages av aceton eller alkohol og 'klorkalk' (se kalsium) eller ved reduksjon av karbontetraklorid. Virker bedøvende, men er giftig i litt større mengder. Utsatt for lys og luft har den lett for å spaltes til saltsyre og fosgen, som er atskillig giftigere, derfor oppbevares den helst på brune flasker.

Metylklorid, CH₃Cl, er en gass med kokepunkt -23 ºC som lages ved klorering av metan eller reaksjon mellom hydrogenklorid og metanol i damp- eller væskefase.

Monokloretan eller etylklorid, C₂H₅Cl, er en lett kondenserbar gass med kokepunkt 12 ºC med behagelig eterisk lukt som brenner med grønn flamme. Lages ved reaksjon mellom etanol og hydrogenklorid, ofte under trykk og i nærvær av sinkklorid eller ved å addere hydrogenklorid til etylen.

Vinylklorid, CH₂:CHCl, er en lett kondenserbar gass med kokepunkt -14 ºC som lages ved addisjon av hydrogenklorid til acetylen eller ved å klorere etylen til dikloretan og avspalte hydrogenklorid, som igjen kan brukes ved den førstnevnte prosessen. Polymeriserer lett til polyvinylklorid.

Vinylidenklorid eller 1,1-dikloretylen, CH₂:CCl₂, er en væske med kokepunkt 32 ºC som lett polymeriserer.

Trikloretylen, CHCl:CCl₂, eller "tri" blant venner, er en fargeløs væske med kloroformliknende lukt og kokepunkt 87 ºC som lages ved å addere klor til acetylen og avspalte hydrogenklorid fra det resulterende tetrakloretanet.

Kloral eller trikloracetaldehyd, CCl₃CHO, lages ved reaksjon mellom klor og etanol. Den er en seig væske med intens, stikkende lukt. Spaltes av alkali til kloroform og alkaliformiat CCl₃CHO + NaOH = CHCl₃ + HCOONa. Kloral reagerer med vann til kloralhydrat, et hvitt, krystallinsk stoff som er løselig i vann, alkohol og eter.

De organiske karboksylsyrene er ikke sterke, syrekonstanten ligger for det meste under 0,00002. Bare med mange sterkt elektronegative atomer i molekylet oppnås en tilnærmet fullstendig dissosiering, og trikloreddiksyre, CCl₃COOH, har en syrekonstant på 0,3.

Silisiumtetraklorid, SiCl₄, eller tetraklorsilan, lages ved å føre klorgass over silisium oppvarmet til rødglød og er en vannklar, fargeløs væske med stikkende lukt, frysepunkt -67,7 °C og kokepunkt 57,5 °C. Den reagerer heftig med vann til saltsyre og utfelt kiselsyre. SiCl₄-damp reagerer med luftfuktigheten og kan danne tett tåke hvis den er høy. Forskjellige kloroksosilaner kan dannes ved forsiktig hydrolyse av tetraklorsilan med fuktig eter eller ved innvirkning av klor og oksygen på varmt silisium, f.eks. ringformet Si₆O₆Cl₁₂. Som fluoridene kan silisiumkloridene danne kjeder, men helst ved sterk oppvarming og påfølgende bråkjøling, gjerne med fritt silisium til stede. Si₂Cl₆, Si₃Cl₈ og Si₄Cl₁₀ er væsker og Si₅Cl₁₂ og Si₆Cl₁₄ faste stoffer ved romtemperatur, Si₁₀Cl₂₂ er en fargeløs, seig olje og Si₂₅Cl₅₂ en fargeløs, plastisk strekkbar substans. De tunge klorsilanene er vanligvis sterkt forgrenet.

Årsaken til at silisiumtetraklorid reagerer med vann mens karbontetraklorid ikke angripes av vann i det hele tatt, til tross for at forskjellen i fri energi mellom CCl₄ + 2H₂O og CO₂ + 4HCl er mye større enn mellom SiCl₄ + 2H₂O og SiO₂ + 4HCl, er at silisium kan bruke de ledige 3d-orbitalene til å danne mellomprodukter under reaksjonen. Dette er også årsaken til at det kan dannes et slikt kompleksion som SiF₆^2-. For karbon ligger 3d-orbitalen altfor høyt energimessig, og noen 2d-orbital finnes ikke. Disse orbitalene kan også brukes til å lage andre komplekser, f.eks. kan silisiumtetraklorid addere to nøytrale organiske ligander.

Triklorsilan eller silikokloroform, SiHCl₃, kan adderes over en C=C dobbeltbinding i en hydrosileringsreaksjon med heksaklorplatinasyre som katalysator og gi produkter av typen -CH₂CH₂SiCl₃, som har betydning i industrien.

Ved reaksjon mellom silisiumtetraklorid og grignardreagenser fås alkyl- eller arylsilisiumklorider. Metylsilisiumklorider kan lages ved Rochow-prosessen, hvor man leder metylklorid over oppvarmet, kobberaktivert silisium. Produktet er en blanding av tetrametylsilan, trimetylsilisiumklorid, (CH₃)₃SiCl, dimetylsilisiumdiklorid, (CH₃)₂SiCl₂, metylsilisiumtriklorid, CH₃SiCl₃, og silisiumtetraklorid. Metylsilisiumkloridene er væsker som lett hydrolyseres av vann til silanoler hvor kloratomet er erstattet av hydroksyd. Di- og triolene (CH₃)₂Si(OH)₂ og CH₃Si(OH)₃, kan isoleres, men kondenseres lett i vannet til siloksaner med Si-O-Si-bindinger som kan polymerisere på forskjellige måter. De kalles silikoner og er viktige i teknikken.

Trimetylsilisiumklorid og andre tilsvarende halogenider kan danne addisjonsforbindelser med lewissyrer som aluminiumtriklorid. I slike forbindelser dannes det en negativ delladning på kloratomet i trimetylsilisiummolekylet og en positiv delladning på aluminiumatomet som holder forbindelsen sammen. Det dannes ikke noe tetrakloroaluminat med trimetylsilisiumion.

Diklordifluorsilan, SiCl₂F₂, er en gass med kokepunkt -31,7 °C som hydrolyserer i vann. Klortrifluorsilan, SiClF₃, er en gass med kokepunkt -70 °C som nedbrytes i vann.

Silisiumdiklorid, SiCl₂, dannes ved oppvarming av silisiumtetraklorid med silisium ved 1250 °C. Ved bråkjøling polymeriserer molekylene til lange (SiCl₂)_n-kjeder som ved romtemperatur bare er stabile hvis de beskyttes mot luft og vanndamp.

Ved varmespalting av silisiumklorider kan man få et gult, fast silisiummonoklorid, som også er en langkjedet polymer, (SiCl)_n.

Germaniumtetraklorid, GeCl₄, lages ved reaksjon mellom germanium og klor. Det er en fargeløs væske som hydrolyserer langsomt i vann til vandig germaniumdioksyd og hydrogenklorid. Dette er en likevektsreaksjon, den kan bare gjøres fullstendig hvis man vasker vekk hydrogenkloridet. På samme måte kan germaniumdioksyd løst i saltsyre bare omdannes fullstendig til germaniumtetraklorid hvis kloridet destilleres fra løsningen. Også en rekke blandingshalogenider er kjent. Det eneste kjente kjedehalogenidet er Ge₂Cl₆.

Halogenerte monogermaner er gjerne fargeløse væsker. Kokepunktet ser ut til å øke med antall halogener og atomvekten av halogenene, mens frysepunktet generelt har en motsatt trend.

Heksaklorogermanater kan lages ved reaksjon mellom saltsyre eller klorider og germaniumtetraklorid. Pentaklorokomplekser er vanskelige å stabilisere, men det kan gjøres med spesielt plasskrevende kationer, f.eks. trifenylmetyl.

Germaniumoksyklorid, GeOCl₂, er en fargeløs væske som dekomponerer i vann og ved oppvarming i luft til over +20 °C.

Germaniumdiklorid, GeCl₂, er et krystallinsk stoff med et betydelig innslag av ionebinding mellom Ge og klor. Det kan lages ved å varme opp germanium og germaniumtetraklorid til 100 °C. Det opptrer som enkeltmolekyler i dampfasen, hvor vinkelen mellom bindingene er 90-100 grader. Det er også mulig å lage triklorogermanater(II), f.eks, KGeCl₃, som er ekte komplekser med egne triklorogermanationer.

Ved å varme opp tinn i tørr hydrogenkloridgass kan man få tinn(II)klorid, SnCl₂, som en hvit, fettglinsende masse. En løsning av kloridet fås ved å behandle tinn med varm, konsentrert saltsyre. Ved inndamping av løsningen krystalliserer det ut med to molekyler krystallvann som fargeløse, klare, monokline søyler eller tavler, som fra gammelt av kalles "tinnsalt". Hydratet løser seg lett i små mengder vann. Ved fortynning hydrolyserer kloridet til et tungt løselig hydroksydklorid, SnOHCl, men nærvær av saltsyre vil forskyve likevekten mot klorid og hemme hydrolysen. Løsningen oksyderes langsomt hvis den utsettes for luft, slik at det dannes fireverdige tinnioner som raskt hydrolyseres til tungtløselige tinnoksydhydrater. Slike løsninger oppbevares i berøring med metallisk tinn for å hindre denne oksydasjonen. Løsningen virker sterkt reduserende og reduserer f.eks. kvikksølv(II)klorid til kvikksølv. Hvis en svak, sur løsning av tinn(II)klorid tilsettes noen dråper gull(III)kloridløsning oppstår en dyp purpurrød til fiolettrød farge, "Cassius' gullpurpur", som kan brukes til påvisning av gull.

I kloridløsninger kan tinn(II)klorid danne triklorostannat(II), SnCl₃^-. Triklorostannationet kan erstatte klorid, karbonyl og andre ligander som er svakere bundet i komplekser. Noen få tetraklorostannater(II), SnCl₄^2-, er også kjent.

Noen komplekser med metall-metallbindinger kan reagere med tinn(II)klorid ved å sette inn tinnatomet mellom metallatomene, f.eks. i (C₅H₅)(CO)₂FeSnCl₂Fe(CO)₂(C₅H₅).

Tinndiklorid kan forholdsvis lett danne komplekser med to enverdige ligander som har to donoratomer slik at molekylet blir 6-koordinert.

Hvis tinn reagerer med klorgass dannes tinn(IV)klorid, tinntetraklorid, SnCl₄, en fargeløs væske som ryker sterkt i fuktig luft. Den kan også lages ved å løse tinnpulver i kongevann eller i varm saltsyre som er tilsatt et oksydasjonsmiddel som f.eks. natriumnitrat. Hvis tetrakloridet står i fuktig luft eller tilsettes små mengder vann går det over til en halvfast, krystallinsk masse som er et pentahydrat, SnCl₄.5H₂O, "tinnsmør", med smeltepunkt 60 ºC. Hvis det tørre kloridet tilsettes mer vann vil det løse seg under sterk varmeutvikling og hydrolyserer til tungtløselige tinnoksydhydrater som står i løsningen som et kolloid og langsomt felles.

Tinntetraklorid løser seg i saltsyre til heksaklorotinn(IV)syre, H₂[SnCl₆], som fås i krystallinsk form med 6 molekyler krystallvann ved inndamping. Ammoniumheksaklorostannat, (NH₄)₂SnCl₆, lages ved å tilsette en mettet løsning av ammoniumklorid til en konsentrert vannløsning av tinn(IV)klorid.

Tinntetraklorid kan også danne komplekser med to nøytrale ligander som har ett donoratom slik at molekylet blir 6-koordinert, f.eks. SnCl₄((CH₃)₃P)₂.

Bly(II)klorid, PbCl₂, er tilnærmet uløselig i vann. Bly(II)kloridfluorid, PbClF, er også tungt løselig og kan brukes til gravimetrisk bestemmelse av fluor.

Bly(IV)klorid, PbCl₄, er en gul, oljeaktig væske med frysepunkt -15 ºC som dekomponerer i rent vann, eksploderer ved oppvarming og løses i konsentrert saltsyre til kloroanioner.

Heksakloroplumbater(IV), PbCl₆^2-, kan lages ved å behandle bly(II)klorid med klor og saltsyre, men er lite varmestabile.

Klor reagerer med ammoniumklorid i svakt sur løsning til nitrogentriklorid, NCl₃, som kan ekstraheres kontinuerlig over i karbontetraklorid. Det er en seig, blekgul olje med kokepunkt 71 ºC, som er eksplosiv, lysfølsom og generelt svært reaktiv. Molekylet har en pyramideform tilsvarende ammoniakk, med vinkel 107,47 grader mellom bindingene og en N-Cl-avstand på 1,753 Å.

Klor reagerer også med ammoniakk i gassfase til kloramin, 2NH₃ + Cl₂ = NH₄Cl + NH₂Cl. Kloramin kan også lages ved reaksjon mellom ammoniakk og hypokloritt i vannløsning ved pH > 8. Kloramin er en gul væske med frysepunkt -66 ºC som er eksplosiv både i væskeform og fast form, men dampen og en vannløsning er stabile.

Dikloramin eller diklorimin, NHCl₂, er sannsynligvis mulig å lage, men temmelig ustabilt.

Ved reaksjon mellom klor og nitrogenmonoksyd fås nitrosylklorid, NOCl, en gul gass eller gulrød væske med frysepunkt -64,5 ºC og kokepunkt -5,5 ºC. Den er alltid litt forurenset av spaltningsproduktene klor og nitrogenmonoksyd, omtrent 0,5 % ved romtemperatur. Den er et kraftig oksydasjonsmiddel som kan angripe mange metaller. I vann dekomponerer den til salpetersyre, salpetersyrling, nitrogenmonoksyd og saltsyre.

Ved reaksjon mellom nitrogentriklorid, tionylklorid og antimonpentaklorid i karbontetraklorid fås et gult heksakloroantimonat, [ONCl₂]⁺SbCl₆^-, som er stabilt til 145 ºC.

Ved reaksjon mellom klorsulfonsyre og vannfri salpetersyre ved 0 ºC fås nitrylklorid: ClSO₃H + HNO₃ = H₂SO₄ + ClNO₂. Den er en blekt gulbrun gass med kokepunkt +5 ºC som er nokså reaktiv og dekomponerer i vann.

Ved innvirkning av klor og kaliumfluorid på difluoramin, NHF₂, fås klordifluoramin eller nitrogendifluoridklorid, NClF₂.

Nitrogenfluoriddiklorid, NClF₂, er en eksplosiv forbindelse.

Klor reagerer raskt med fosfor til fosforpentklorid, PCl₅, et grønngult krystallinsk stoff ved romtemperatur. Også fosfortriklorid, PCl₃, en fargeløs væske, og mindre mengder av difosfortetraklorid, P₂Cl₄, dannes ved reaksjonen. De forskjellige kloridene kan separeres fra hverandre ved destillasjon. Mengdeforholdet mellom dem avhenger av forholdet mellom utgangsstoffene. Trikloridet likner ammoniakk og fosfin i strukturen med pyramideform. Pentakloridet er bygd som en trekantet dobbeltpyramide, med tre kloratomer og fosforatomet i ett plan og de to andre kloratomene på linje med fosforatomet vinkelrett på planet. Alle kloridene er molekylære, kovalente stoffer i gassfasen, men pentakloridet krystalliserer som PCl₄⁺- og PCl₆^--ioner, og i polare løsningsmidler dissosierer det også i slike ioner, som også er kjent i forskjellige komplekser, eller i PCl₄⁺ og Cl^-, avhengig av konsentrasjonen. Slike ioner forekommer også i mange komplekser med andre klorider, mens trikloridet har vanskelig for å danne komplekser. Et metastabilt fosfor-"triklorid" er egentlig [PCl₄⁺]₂[PCl₆^-]Cl^-. Det er mange blandingshalogenider, som ofte er ioniske. Trikloridet hydrolyserer raskt i vann til fosforsyrling og klorid. Pentakloridet reagerer voldsomt med vann. Det brukes mye i organisk syntese. Ved reaksjon mellom fosforpentaklorid og alkoholer dannes organiske klorider og fosforylklorid, f.eks. C₄H₉OH + PCl₅ = C₄H₉Cl + HCl + POCl₃. Tilsvarende med organiske syrer: CH₃COOH + PCl₅ = CH₃COCl + HCl + POCl₃.

Ved reaksjon mellom fosforpentaklorid og ammoniumklorid kan det fås fosfornitriddiklorider, (PNCl₂)_n, ring- eller kjedeformede molekyler hvor kloratomene er bundet til fosforatomene. De likner gummi i egenskapene, særlig hvis n er stor, og tåler oppvarming til 500 °C, men hydrolyserer lett ved påvirkning av vann.

Fosforylklorid eller fosforoksyklorid, POCl₃, dannes når fosforpentaklorid reagerer med vann, alkoholer eller organiske syrer, men kan mest hensiktsmessig fremstilles ved reaksjon mellom fosforpentaklorid og borsyre eller fosforpentoksyd. Det er en fargeløs væske ved romtemperatur, molekylet har en skjev tetraederform. Hvis man heller det i vann, synker det først til bunns, men snart begynner en livlig reaksjon som fører til at hele væsken begynner å koke mens det dannes fosforsyre og saltsyre: POCl₃ + 3H₂O = 3HCl + PO(OH)₃ (eller altså H₃PO₄). Det kan danne mange komplekser med metallklorider. Kompleksene med zirkonium- og hafniumklorid har så forskjellig kokepunkt at de kan brukes til separasjon av disse ellers kjemisk svært like metallene. Komplekset med aluminiumklorid er spesielt sterkt og kan brukes til å fjerne aluminiumklorid som er addert til produkter av Friedel-Crafts-reaksjonen. Det er også kjent et tiofosforylklorid og en tilsvarende selenforbindelse, som begge hydrolyserer lett i vann. Det finnes dessuten et pyrofosforylklorid, Cl₂P(O)-O-P(O)Cl₂.

I fosfor(V)kloridfluorider trekker vanligvis kloratomene til grunnflatene i dobbeltpyramiden mens fluoratomene holder seg i toppene. Fosfordikloridtrifluorid, PCl₂F₃, er en fargeløs væske eller gass med smeltepunkt -8 ºC og kokepunkt +10 ºC. Fosfortetrakloridmonofluorid, PCl₄F, har både en molekylær form og en ionisk form [PCl₄⁺][PCl₄F₂^-]. Ved reaksjon i sur løsning mellom fosfortriklorid og andre halogener eller mellom andre fosforhalogenider og klor kan det dannes alle mulige forskjellige blandede kationer analoge med [PCl₄⁺].

Arsentriklorid, AsCl₃, er en væske med sterkt kovalent karakter og smeltepunkt helt nede på -16,2 ºC og en molekylær gass med typisk pyramideformede molekyler over kokepunktet 103,2 ºC. Den er et godt løsningsmiddel med interessante elektrolyttegenskaper, lav viskositet, høy dielektrisitetskonstant, den er flytende i et langt temperaturintervall (~150 º) og brukbar for kloridoverføringsreaksjoner. Den dekomponerer i vann ved romtermperatur, men er relativt sur og har evnen til å danne ioniske tetrakloroarsenater med mange kationer. Arsentriklorid er ikke en svært god lewissyre, men kan danne anionet As₂Cl₈^2-.

Arsenpentaklorid, AsCl₅, kan lages ved lav temperatur, men dekomponerer allerede ved -50 ºC. Det finnes et ionisk tetrakloroarsen(V)-heksafluoroarsenat(V)-kompleks, [AsCl₄]⁺[AsF₆]^-.

Et arsenylklorid eller arsenoksyklorid, AsOCl₃, er ustabilt over -25 ºC, men det kan lages mer stabile polymere arsenoksyklorider, f.eks. As₂O₃Cl₄.

Kakodylklorid, (CH₃)₂AsCl, er en av mange giftige substituerte klorarsiner, ved romtemperatur en væske som er uløselig i vann. Ved reaksjon med klor kan det danne kakodyltriklorid, (CH₃)₂AsCl₃, som dekomponerer ved 50 ºC. Det finnes også liknende antimon- og vismutforbindelser.

Antimontriklorid, SbCl₃, er mer ionisk enn arsentriklorid, det er et fast stoff ved romtemperatur, men likevel mer kovalent enn ionisk, med lavt smeltepunkt (73,4 ºC) og med typisk pyramideformede molekyler i gassfase. Det kan lages ved å brenne antimon i kloratmosfære. Det har en tendens til å hydrolysere i vann og danne uløselige oksyklorider, f.eks. SbOCl og Sb₄O₅Cl₂. I kloridløsninger kan det dannes stabile komplekser av f.eks. tetrakloroantimonitt, SbCl₄^- eller heksakloroantimonitt, SbCl₆^3-. Tetrakloroantimonittsalter kan ha en komplisert struktur, f.eks. er KSbCl₄ egentlig en tetramer med enhetsformel K₄Sb₄Cl₁₆, og består av fire pyramider i ring hver med et antimonatom og fem kloratomer, som deler et kloratom med hver av naboene. Andre sammensetninger, som i Cs₃Sb₂Cl₉, kan også forekomme. Antimontriklorid danner også komplekser med nøytrale ligander som anilin og også med aromatiske hydrokarboner som naftalen og p-xylen. I disse forbindelsene kan enten ett eller to molekyler av ligandene være bundet. Som arsentrikloridet er det et interessant løsningsmiddel i flytende form, med lav viskositet, høy dielektrisitetskonstant, er flytende i et langt temperaturintervall (~150 º) og brukbare for kloridoverføringsreaksjoner.

Antimon danner også et pentaklorid som er flytende ved romtemperatur, med smeltepunkt 4 °C. Det kan lages ved å la klor reagere med trikloridet, og er stabilt opptil 140 ºC. I fast tilstand inneholder det dimermolekyler hvor antimonatomene har to kloratomer felle. Det er en god kompleksdanner, og eksisterer i kloridløsninger som SbCl₆^-. Dette ionet har en dobbeltpyramideform. En rekke kloroantimonater kan krystalliseres fra slike løsninger. I rent vann hydrolyserer pentakloridet til antimon(V)oksyd, som er tungtløselig og felles.

Det er mulig å fremstille en rekke forskjellige oksydklorider og sulfidklorider av antimon, og dessuten flere blandingshalogenider. SbOCl felles når Sb(III)-løsninger i konsentrert saltsyre fortynnes med vann. Det har en komplisert skiktstruktur, men ikke den samme som BiOCl.

Vismuttriklorid, BiCl₃, har relativt høyt smeltepunkt, og det tyder på at bindingene er forholdsvis sterkt ioniske og i forholdsvis liten grad kovalente. I krystaller av vismutkloridet kan man se molekylenheter, i motsetning til fluoridet, men de er delvis forvridde. Trikloridet kan lages ved å brenne metallet i kloratmosfære. Det hydrolyserer i vann eller fuktig luft og danner oksyklorider, f.eks. BiOCl. Men disse løser seg igjen i konsentrert saltsyre og trikloridet gjendannes ved inndamping. I kloridløsninger kan det dannes stabile komplekser av f.eks. tetraklorovismutitt, BiCl₄^- eller nonaklorodivismutitt, Bi₂Cl₉^3-.

Som det eneste av pnikogenene danner vismut et monoklorid, BiCl. Det er registrerbart som en fase i likevekt med vismut og vismut(III)klorid i damp ved høy temperatur. Dette monokloridet er en ekte, støkiometrisk forbindelse, og gir en pekepinn på kjemien til eka-vismut, grunnstoff 115, det neste av pnikogenene, som etter beregningene skal ha en mye sterkere tendens til å danne enverdige forbindelser, omtrent som thallium. Et annet, fast vismut-"monoklorid" har også blitt fremstilt ved å varme vismut og vismut(III)klorid til 325 °C og kjøle langsomt over flere uker til 270 °C. Overskudd av triklorid fjernes ved å ekstrahere det med benzen. Strukturen består av klaser med vismutioner og to forskjellige kompleksioner: (Bi₉⁵⁺)₂[BiCl₅]^2-₄[Bi₂Cl₈]^2-. Totalt blir det BiCl_1,167, altså litt mer enn et monoklorid.

Det er mulig å lage en rekke forskjellige oksyhalogenider og sulfidhalogenider av vismut og dessuten flere blandingshalogenider. Vismutoksyklorid, BiOCl, er et av de få metallkloridene som er tungtløselige i vann og felles hvis Bi(III)-løsninger i konsentrert saltsyre fortynnes med vann. Det har en komplisert skiktstruktur, men forskjellig fra SbOCl.

Klor danner fire velkjente oksyder i oksydasjonstrinnene +1, +4, +6 og +7. De er lite stabile og spaltes lett, ofte eksplosivt. Derfor kan de heller ikke lages av klor og oksygen direkte.

Diklormonoksyd, Cl₂O, er en gulrød gass som kan lages ved å lede klor eller en klorløsning i karbontetraklorid over tørt, nylaget kvikksølv(II)oksyd ved 0 ºC: 2HgO + 2Cl₂ = HgO-HgCl₂ + Cl₂O. Molekylet er bøyd i en 111-graders vinkel og avstanden Cl-O er 1,71 Å. Gassen koker ved +3,8 ºC og spaltes eksplosivt av sollys eller ellers ved oppvarming eller gnister, men kan lagres og behandles sikkert som en 1M løsning i karbontetraklorid. Den løses lett i vann til en oransjefarget løsning og reagerer med vannet til underklorsyre, som den er anhydridet til.

Klordioksyd, ClO₂, er en gulaktig gass med skarp, gjennomtrengende lukt som kan lages ved å dryppe konsentrert svovelsyre på faste klorater, f.eks. kaliumklorat. Det dannes klorsyre, som disproporsjonerer i perklorsyre, vann og kloroksyder: 3HClO₃ = HClO₄ + H₂O + 2ClO₂. Oksydet er eksplosivt og kan detonere med stor kraft allerede ved svak oppvarming. Derfor kan det være en fordel å lage det ved å dryppe svovelsyre på en blanding av klorat og oksalsyre i stedet: 2HClO₃ + (COOH)₂ = 2H₂O + 2CO₂ + 2ClO₂. Gassen blir blandet med karbondioksyd og blir da mindre eksplosjonsfarlig. Luftblandinger med partialtrykk av klordioksyd på mindre en 50 mmHg regnes som sikre. På grunn av den dårlige stabiliteten lager man dioksydet alltid like før bruk, gjerne ved å lede klor over tørt natriumkloritt: 2NaClO₂ + Cl₂ = 2NaCl + 2ClO₂ eller redusere kaliumklorat med fuktig oksalsyre ved 90 ºC slik at klordioksydet blandes opp med karbondioksyd. Kommersielt er det vanligst å lage den ved å la natriumklorat i 4-4,5M svovelsyre med 0,05-0,25M kloridion reagere med svoveldioksyd: 2NaClO₃ + SO₂ + H₂SO₄ -> 2ClO₂ + 2NaHSO₄, en reaksjon som er eksoterm og ikke trenger noen oppvarming.

Klordioksydmolekylet er også bøyd, i en 118 graders vinkel, og her er Cl-O-avstanden bare 1,47 Å. Som nitrogendioksyd har molekylet et uparet elektron, men det har ikke noen tendens til dimerisering, trolig fordi det uparede elektronet er mer effektivt delokalisert over hele molekylet. Gassen kan lett kondenseres til en rødbrun væske med kokepunkt 9,9 ºC. Den løses lett i vann, og løsninger med opptil 8 g/l er stabile i mørke, men reagerer i lyset litt etter litt med vannet til klorsyrling og klorsyre: 2ClO₂ + H₂O = HClO₂ + HClO₃. I basisk løsning dannes en blanding av kloritt og klorat: 2ClO₂ + 2OH^- = ClO₂^- + ClO₃^- + H₂O. Ved avkjøling kan det krystalliseres ut et klatrathydrat, ClO₂.nH₂O, hvor n er rundt 8. Det dannes en addisjonsforbindelse med pyridin, C₆H₅N-ClO₂, som er langt mer stabil enn det rene oksydet.

Diklortetroksyd, Cl₂O₄, er ikke en dimer av klordioksyd, men egentlig et klorperklorat, ClOClO₃. Det er ustabilt ved romtemperatur. Slike perklorater dannes også av fluor og brom, men bare vanskelig med jod.

Diklorheksoksyd, Cl₂O₆, er en brunrød væske som fryser ved 3,5 ºC og koker ved 203 ºC. Fargen lysner ved avkjøling og den er gul ved -180 ºC. I krystallinsk fase er det påvist ved røntgenkrystallografi at strukturen tilsvarer et kloryl(V)perklorat, ClO₂⁺ClO₄^-. I væskefase er den ikke sikkert kjent. Oksydet kan lages ved å oksydere klordioksyd med oson og er forholdsvis bestandig ved romtemperatur, men kan føre til kraftige eksplosjoner ved kontakt med organiske stoffer. Med vann reagerer det til en blanding av klorsyre og perklorsyre på tilsvarende måte som klordioksydet. Med klorider og nitrater av toverdige metaller dannes slike forbindelser som ClO₂Mg(ClO₄)₃ og NO₂Ni(ClO₄)₃. Begge typene dekomponerer til vannfrie perklorater ved oppvarming.

Diklorheptoksyd, Cl₂O₇, er en fargeløs, oljeaktig væske med frysepunkt -92 ºC og kokepunkt 83 ºC. Begge kloratomene i molekylet er koordinert til 4 oksygenatomer, med ett på deling. Vinkelen Cl-O-Cl er 118,6 º. Heptoksydet er anhydridet av perklorsyre og kan lages ved å trekke ut vannet av perklorsyre med fosforpentoksyd og destillere gassen av, forsiktig på grunn av eksplosjonsfaren. Det detonerer ved kontakt med en flamme eller ved slag, men er likevel mer stabil enn de andre kloroksydene. Det reagerer med vann og hydroksyd til perklorat. Ved reaksjon med alkoholer dannes alkylperklorater som brukes i organisk syntese. Med aminer dannes liknende forbindelser, R₂NClO₃ eller RNHClO₃.

Et klormonoksydradikal, ClO, spiller en viktig rolle i de reaksjonene som man tror bryter ned osonlaget i de høyere luftlag, som beskytter jordoverflaten mot skadelig ultrafiolett stråling. Også di- og tetroksydradikaler er kjent.

Et klor-fluorosulfonat, ClOSO₂F, kan lages ved reaksjon mellom klorgass og peroksydisulfuryldifluorid, S₂O₆F₂. Den er en sterkt reaktiv og lite varmestabil forbindelse.

Klor danner også fire velkjente oksosyrer i oksydasjonstrinnene +1, +3, +5 og +7, den sistnevnte, perklorsyre, er den sterkeste, den mest stabile og har de mest stabile saltene. Den er også den eneste som er kjent i ren tilstand.

Underklorsyrling, HClO eller HOCl, dannes i klorvann når kloret spalter vannet: Cl₂ + H₂O = HCl + HOCl. Ved teknisk produksjon øker man gjerne utbyttet ved å tilsette kvikksølvoksyd (klor ledes inn i en godt omrørt vannsuspensjon av gult HgO) eller bikarbonat for å binde saltsyren. Underklorsyrling finnes bare i vannløsning. Tynne løsninger er fargeløse, de mer konsentrerte er gulaktige. De har en karakteristisk stikkende lukt som er tydelig forskjellig fra klorlukten. De er lite stabile. Underklorsyrlingen spaltes langsomt i mørke, raskere i svakt lys og meget raskt i direkte sollys. Hovedsakelig spaltes den i saltsyre og oksygen. Dette oksygenet er enatomig og meget reaktivt, det er årsaken til den blekende og desinfiserende virkning av klorvann og fuktig klor. Både aromatiske og alifatiske organiske forbindelser kan kloreres ved reaksjon med underklorsyrling eller saltene, hypokloritter.

Underklorsyre er en meget svak syre med en dissosiasjonskonstant i vann på 0,000000032, og saltene, som kalles hypokloritter, reagerer basisk i vannløsning. De kan lages ved å lede klor inn i kalde løsninger av sterke baser: Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaOCl + H₂O. Løsninger av natriumhypokloritt kalles gjerne eau de Labarraque, mens løsninger av kaliumhypokloritt kalles eau de Javel. De er gode blekemidler. De kan også fremstilles teknisk ved elektrolyse av kalde alkalikloridløsninger, hvis man sørger for at kloret som dannes ved anoden kan blande seg med og reagere med hydroksydionene som dannes ved katoden.

Natriumhypokloritt, NaOCl, dannes sammen med natriumklorid hvis man bringer klorgass i kontakt med en kald løsning av natriumhydroksyd. Kloridet kan filtreres fra når løsningen er mettet med klor. Industrielt gjør man dette ved å elektrolysere en saltløsning og la de to produktene blande seg med hverandre. Natriumhypokloritt er et effektivt og mye brukt oksydasjonsmiddel. Det kan isoleres som pentahydrat ved å avkjøle løsningen til -40 ºC, varme den opp til -5 igjen etter 30 minutter og fjerne produktet ved kaldfiltrering. Pentahydratet smelter ved +18 ºC og kan dehydreres i vakuum ved lav temperatur. Det vannfrie saltet kan eksplodere.

Når klor bringes i kontakt med en nedkjølt kaliumhydroksydløsning dannes kaliumhypokloritt, KClO, et ustabilt stoff som eksisterer bare i vannløsning.

Når klor bringes i kontakt med en nedkjølt RbOH-løsning dannes hypokloritt, RbClO.

Når klor bringes i kontakt med en nedkjølt CsOH-løsning dannes hypokloritt, CsClO.

Ved å lede klor inn i avkjølt kalkmelk (under 25 ºC) og tørke det suspenderte reaksjonsproduktet over natriumhydroksyd fås kalsiumhypokloritt, Ca(OCl)₂ i form av en hvit masse som lukter av klor. Det likner 'klorkalk', men er ikke hygroskopisk og spaltes ikke bare ved å stå i luft. Ved tilsetning av saltsyre utvikles rikelig med klor: Ca(OCl)₂+ 4HCl = CaCl₂ + 2H₂O + 2Cl₂.

'Klorkalk' lages ved reaksjon mellom klorgass og kalsiumhydroksyd og regnes som en blanding av kalsiumhypokloritt, kalsiumklorid, kalsiumhydroksyklorid og ureagert kalsiumhydroksyd. Kjemisk beskrives den ofte omtrentlig med formelen CaOCl₂. Den løses lite i vann, gir basisk reaksjon og lukter eiendommelig. Lukten skyldes underklorsyrling og klor, som frigjøres av karbondioksydet i lufta: CaOCl₂ + CO₂ + H₂O = CaCO₃ + HOCl + HCl og HOCl + HCl = Cl₂ + H₂O. Sterkere syrer, som saltsyre, spalter klorkalken direkte under klorutvikling: CaOCl₂ + 2HCl = CaCl₂ + H₂O + Cl₂. Tilsvarende fås oksygenutvikling med hydrogenperoksyd: CaOCl₂ + H₂O₂ = CaCl₂ + H₂O + O₂. Derfor kan klorkalken brukes i laboratoriet til å fremstille disse gassene. Klorkalk spaltes også i lyset, særlig i sollys: 2CaOCl₂ = 2CaCl₂ + O₂, en reaksjon som er årsaken til klorkalkens utstrakte bruk som blekemiddel, desinfeksjonsmiddel, luktfjerningsmiddel og oksydasjonsmiddel siden slutten av 1700-tallet.

Klorsyrling, HClO₂, fås sammen med klorsyre når klordioksyd ledes inn i vann. Den er en sterkere syre enn underklorsyrling med en dissosiasjonskonstant i vann på ca. 0,011. Hvis det er hydrogenperoksyd til stede i vannet fås bare klorsyrling, siden hydrogenperoksydet merkelig nok reduserer klorsyre: HClO₃ + H₂O₂ = HClO₂ + H₂O + O₂. Bedre utbytte fås ved tilsetning av svovelsyre til en suspensjon av bariumkloritt og frafiltrering av det utfelte bariumsulfatet. Også klorsyrling er kjent bare i vannløsning. Den er meget ubestandig og spaltes raskt til saltsyre og oksygen. Saltene, kloritter, er mer bestandige og kan lages ved å lede klordioksyd inn i alkalilut i nærvær av hydrogenperoksyd. Natriumkloritt virker blekende, og danner eksplosive blandinger med kull, svovel, metallpulver og oksyderbare organiske stoffer, men er ellers stabilt nok til å tåle lengre tids koking i alkalisk løsning og opptil et års lagring i mørke ved romtemperatur. Ved syretilsetning til en klorittløsning fås klordioksyd tilbake: 11ClO₂^- + 4H⁺ = 4ClO₂ + 4ClO₃^- + 3Cl^- + 2H₂O.

Kaliumkloritt, KClO₂, kan dannes ved å sende klordioksyd gjennom en KOH-løsning. Det er et sterkt oksydasjonsmiddel.

Kalsiumkloritt, Ca(ClO₂)₂, danner hvite, kubiske krystaller som dekomponerer i vann.

Klorsyre, HClO₃, er heller ikke kjent i fri tilstand. Den er en sterk syre som er tilnærmet fulldissosiert i vann. Saltene, klorater, lages ved å tilsette syre til varme hypoklorittløsninger slik at det dannes underklorsyrling som oksyderer de andre hypoklorittionene til klorationer. Det kan også gjøres ved å lede klor inn i varme lutløsninger: 3Cl₂ + 6OH^- = ClO₃^- + 5Cl^- + 3H₂O. Teknisk lager man gjerne natrium- eller kaliumklorat ved elektrolyse av varme kloridløsninger og lar kloret som frigjøres ved anoden reagere med den luten som dannes ved katoden. En klorsyreløsning fås ved å tilsette fortynnet svovelsyre til en løsning av bariumklorat. Bunnfallet av bariumsulfat filtreres fra. Løsningen kan konsentreres opptil 40 % ved inndamping. Ved fortsatt inndamping spaltes klorsyren i klordioksyd og perklorsyre: 3HClO₃ = 2ClO₂ + HClO₄ + H₂O. Klorsyre opptrer som en sterk syre i vannløsning. Klorationet er pyramideformet. Alkalisaltene er fargeløse, vannløselige og stabile ved romtemperatur, men avgir oksygen ved oppvarming. Klorsyre og klorater er kraftige oksydasjonsmidler som f.eks. kan oksydere ammoniakk til salpetersyre, men de er mer stabile og virker mindre oksyderende enn underklorsyrling og hypokloritter. Blandinger av faste klorater og oksyderbare stoffer som fosfor, svovel og organiske stoffer er likevel lettantennelige og kan eksplodere ved lett gnidning. Mange har mistet liv eller lemmer i slike eksplosjoner.

Natriumklorat, NaClO₃, kan lages ved reaksjon mellom klor og en varm løsning av natriumhydroksyd, f.eks. ved elektrolyse av en natriumkloridløsning. Det dannes natriumhypokloritt som raskt disproporsjonerer i den varme løsningen: 3NaOCl = NaClO₃ + 2NaCl. Industrielt kan man bruke en koksaltlake elektrolysert med grafittanode og stålkatode. Kloridet felles ut ved inndamping og siles fra den varme, sterke kloratoppløsningen som deretter kjøles ned i et krystalliseringsanlegg. Ved oppvarming smelter kloratet ved 250 ºC og ved moderate temperaturer over dette disproporsjonerer saltet til klorid og perklorat, men ved høyere temperatur avgis oksygen, en reaksjon som er mye brukt til oksygenfremstilling i laboratoriet. Natriumklorat har mye høyere vannløselighet enn kloratene av de tyngre alkalimetallene.

Når klor tilføres en varm KOH-løsning dannes en blanding av kaliumklorat, KClO₃, og -klorid ved den raske disproporsjoneringen av hypoklorittet som dannes først. Kaliumklorat er et sterkt oksydasjonsmidler som kan oksydere ammoniakk til nitrat, men er stabilt nok til å smelte i luft uten å dekomponere. Rask oppvarming kan føre til eksplosiv oksygenutvikling.

Når en varm RbOH-løsning tilføres klor dannes en blanding av kloridet og kloratet, RbClO₃. Rubidiumkloratet likner kaliumkloratet i vannløselighet og ikke det svært lettløselige natriumkloratet. Det samme gjelder cesiumkloratet.

Magnesiumklorat, Mg(ClO₃)₂, er lett løselig i vann og krystalliserer fra vannløsning som hvite, rombiske nåler med 6 molekyler krystallvann.

Kalsiumklorat, Ca(ClO₃)₂, danner hvite, hygroskopiske krystaller som løses lett i vann og smelter ved oppvarming til ca. 340 grader samtidig som det avgis noe oksygen. Det har et gulhvitt dihydrat med høy vannløselighet.

Til forskjell fra kloridet og de fleste andre sølvsalter er sølvklorat, AgClO₃, lett løselig i vann.

Perklorsyre, HClO₄, er en fargeløs, lettbevegelig væske som ryker sterkt i luft. Den lages vanligvis ved elektrolytisk oksydasjon av klorater eller ved å behandle kaliumperklorat med konsentrert svovelsyre og destillere perklorsyren fra ved forsiktig oppvarming i vakuum. Ved oppvarming farges perklorsyre brunrød samtidig som den spaltes og til slutt eksploderer. Også ved romtemperatur spaltes den langsomt og kan eksplodere uten ytre påvirkning. Den avgir lett oksygen, særlig til lett oksyderbare stoffer. Brennbare stoffer som tre, trekull, papir og organiske forbindelser oksyderes eksplosivt. Eksplosjonene kan være svært kraftige. På huden gir den smertefulle sår som heles dårlig. Perklorsyre er blandbar med vann i alle forhold. Vannløsningen er atskillig mer stabil og virker mindre oksyderende enn den konsentrerte syren, særlig i høy fortynning. Mer konsentrerte løsninger er oljeaktige og minner om svovelsyre. Perklorsyre er den sterkeste av alle vanlige syrer, og er i vannløsning mer fullstendig dissosiert enn noen av de vanlige sterke syrene som saltsyre, svovelsyre og salpetersyre.

Fra en blanding av perklorsyre og vann i molforholdet 1:1 i romtemperatur skiller det seg ut krystaller av et monohydrat, HClO₄.H₂O, som har ioniske egenskaper og egentlig er et oksoniumsalt, H₃OClO₄. Perklorsyre er en av de få syrene som er så sterke at de kan angripe og danne ioniske salter med vann på den måten. Perklorationet er tetraedrisk i fasongen og saltene er ofte isomorfe med salter av andre tetraedriske ioner. Perkloratene er de mest stabile av oksokloratene. De fleste løses lett i vann, men perkloratene av store kationer med liten ladning, som kalium, rubidium og cesium, er tungtløselige. De virker oksyderende på samme måte som kloratene, men er mer stabile selv om de også må behandles med forsiktighet. Det er overraskende få reduksjonsmidler som kan redusere perklorat. I vannløsning kan bare Ru(II) redusere perklorat til klorat og bare V(II), V(III), Mo(III), Mo₂(III) og Ti(III) kan redusere perklorat til klorid. Eu(II) og Cr(II), som begge har gunstige potensialer for reaksjonen, virker ikke, trolig fordi de ikke kan danne et mellomstadium med dobbeltbinding til oksygen. Perklorat har liten tendens til å fungere som ligand i komplekser og brukes derfor i forskning over kompleksiondannelse, hvor man antar at man ikke trenger å korrigere for konsentrasjonen av perkloratkomplekser. Dette kan ha gyldighet for vannløsninger, men hvis det ikke er noen andre donormolekyler til stede kan perklorat fungere som elektrondonor og danne flere forskjellige slags komplekser.

Natriumperklorat, NaClO₄, kan lages ved moderat oppvarming av natriumklorat slik at det disproporsjonerer som nevnt over, eller fortrinnsvis ved å nøytralisere natriumhydroksyd med perklorsyre. Det er dramatisk mye mer vannløselig enn perkloratene av de tyngre alkalimetallene, og krystalliserer både hydratisert fra vannløsning og ammoniakatisert fra ammoniakkløsning, mens de andre perkloratene ikke danner slike komplekser. Det er et sterkt oksydasjonsmiddel, som kan eksplodere ved støt og sterk oppvarming.

Kaliumperklorat, KClO₄, kan dannes ved disproporsjonering av kaliumklorat eller ved anodisk oksydasjon av en kald kaliumkloridløsning med høy spenning og strømstyrke. Det er et kraftig oksydasjonsmiddel som ved oppvarming dekomponerer før det skjer noen smelting. Perkloratet er ikke like ømfintlig for gnidning og støt som kloratet. Det er tungt løselig i kaldt vann, bedre i varmt.

Rubidiumperklorat, RbClO₄, dannes ved disproporsjonering av klorat: 4 RbClO₃ = 3 RbClO₄ + RbCl. Det er enda tyngre løselig i vann enn det tilsvarende kaliumsaltet og fjernes lett fra kloridet ved felling.

Cesiumperklorat, CsClO₄, dannes ved disproporsjonering av en kloratløsning under moderat oppvarming: 4 CsClO₃ = 3 CsClO₄ + CsCl. Cesiumperklorat er like tungt løselig i vann som kaliumperkloratet (unntatt ved høy temperatur) og fjernes lett fra kloridet ved felling. Der er derimot lettere løselig enn rubidiumperkloratet.

Magnesiumperklorat, Mg(ClO₄)₂, er lettløselig i vann, sterkt hygroskopisk og et effektivt tørkemiddel.

Kalsiumperklorat, Ca(ClO₄)₂, danner fargeløse krystaller med høy vannløselighet som dekomponerer ved oppvarming til 270 ºC. Det har også en høy løselighet i alkohol og metanol.

Perkloratene av de sjeldne jordmetallene er generelt svært lettløselige i vann.

Som sølvkloratet er sølvperklorat, AgClO₄, lettløselig i vann, i motsetning til de fleste andre sølvsalter.

Bly(II)perklorat, Pb(ClO₄)₂, løses lett i vann og krystalliserer fra løsning med 3 molekyler krystallvann. I løsningen opptrer toverdige blyioner. De fleste andre vannløselige toverdige blysaltene dissosieres ikke fullstendig i løsning.

Vismut er det eneste av pnikogenene som er vanskelig nok å oksydere og basisk nok til at det kan dannes et treverdig perklorat, Bi(ClO₄)₃.5H₂O. Det er løselig i vann og gir en klar løsning som inneholder vismutylkompleks-ioner, [Bi₆O₆]³⁺ eller [Bi₆(OH)₁₂]³⁺.

Fluorperklorat eller klortetroksyfluorid, ClO₄F, er en fargeløs gass med kokepunkt -15,9 ºC som vanligvis er uhyre eksplosjonsfarlig p.g.a. urenheter. Men hvis den lages ved varmespaltning av tetrafluorammoniumperklorat, NF₄ClO₄, fås den svært ren og kan behandles sikrere.

Det kan også lages et bromperklorat, BrOClO₃, som er reaktivt og lite varmestabilt. En tilsvarende jodforbindelse kan lages, men vanskelig, og egenskapene er lite kjent. Diklortetroksyd, Cl₂O₄, er også egentlig strukturmessig et klorperklorat.

Ved å lede tørr klorgass over smeltet svovel kan man lage disvoveldiklorid, S₂Cl₂, en tåredrivende, motbydelig stinkende oransjefarget væske som ryker i fuktig luft og hydrolyserer lett i vann, og kan løse store mengder svovel. Slike løsninger inneholder klorsulfaner, svovelkjeder som termineres av et kloratom i hver ende, S_nCl₂, hvor n kan være opptil 100. Spesifikke klorsulfaner kan lages ved reaksjon mellom svoveldiklorid og et spesifikt sulfan ved lav temperatur, f.eks. 2SCl₂ + H₂S₄ = S₆Cl₂ + 2HCl ved -80 ºC.

Ved å bruke overskudd av klor og spor av f.eks. jern(III)klorid, tinn(IV)klorid eller jod som katalysator ved romtemperatur fås en likevektsblanding med rundt 85 % svoveldiklorid, SCl₂. Det dissosierer lett på noen timer til disvoveldiklorid og klor, men kan fås rent som en granatrød væske ved fraksjonert destillasjon i nærvær av litt fosforpentaklorid, som i små mengder stabiliserer svoveldiklorid i flere uker. Som disvoveldikloridet hydrolyserer det lett i vann.

Ved reaksjon mellom klor og et av de lavere svovelkloridene ved lav temperatur (-80 ºC) dannes svoveltetraklorid, SCl₄, i form av lysegule krystaller som bare er stabile under -31 ºC. Over denne temperaturen spaltes de til svoveldiklorid og klor. Det er mulig at strukturen kan være ionisk, SCl₃⁺Cl^-.

Ved reaksjon mellom svoveldioksyd og fosforpentaklorid fås tionylklorid eller svoveloksyklorid, SOCl₂, en blekgul væske som er følsom for lys, spaltes i vann og avgir damper som virker irriterende på øynene og slimhinnene.

Sulfonylklorid eller sulfuryldiklorid, SO₂Cl₂, kan lages ved å la klor innvirke på svoveldioksyd i nærvær av litt jern(III)klorid som katalysator. Det er stabilt ved oppvarming til nesten 300 ºC, men ryker i fuktig luft og hydrolyserer ganske raskt i vann.

Sulfonylkloridfluorid, SO₂ClF, er en fargeløs gass med kokepunkt 7,1 °C som nedbrytes i vann. Tionylkloridfluorid, SOClF, er en gass med kokepunkt 12,2 °C.

Selen danner de samme kloridene som svovel og i tillegg selenheksaklorid, SeCl₆. Det mest stabile er diselendikloridet, Se₂Cl₂. De andre er nokså ustabile.

Selen(IV)oksyklorid, SeOCl₂, er en tung, gul væske (smeltepunkt 8,5 ºC) som kan lages ved reaksjon mellom selendioksyd og selentetraklorid. Det kan fungere både som lewisbase og lewissyre og løser bemerkelsesverdig mange stoffer, metaller, ikkemetaller, hydrokarboner, harpikser, lakker o.s.v.

Tellurdiklorid, TeCl₂, er grønt og et fast stoff ved romtemperatur. Det spaltes av vann, syrer og baser.

Ved å lede klorgass over oppvarmet tellur fås tellurtetraklorid, TeCl₄, som en hvit eller svakt gul krystallinsk masse som hydrolyseres av vann til tellurdioksyd. I dampform består det av monomere molekyler, men det krystalliserer som Te₄Cl₁₆-molekyler i en kubanliknende struktur.

Ved å varme opp en blanding av klor- og fluorgass til 220-250 ºC, fås klormonofluorid, ClF, en fargeløs gass med kokepunkt -100,8 ºC som hydrolyserer i vann og er mer reaktiv enn fluorgass. Produktet forurenses gjerne med klortrifluorid, som kan fjernes ved destillasjon. Ved oppvarming av klor og fluor til 200-300 ºC fås klortrifluorid, ClF₃, en fargeløs gass eller væske med kokepunkt +11,3 ºC. Også denne hydrolyserer i vann. Den kan renses ved å konvertere den til kaliumtetrafluoroklorat, KClF₄, med kaliumfluorid og deretter dekomponere saltet ved 130-150 ºC. Klorpentafluorid, ClF₅, er en fargeløs gass med kokepunkt -14 ºC som kan lages ved å oppvarme kaliumklorid og fluorgass til 200 ºC i en bombe eller ved reaksjon mellom klortrifluorid og fluor. Den er mindre reaktiv enn klortrifluorid, men tåler mindre varme. Alle fluoridene kan eksplodere ved kontakt med vann eller organiske stoffer.

Kationet ClF₂⁺ kan lages ved reaksjon mellom klortriklorid og arsenpentoksyd. Tilsvarende kan ClF₄⁺ lages ved reaksjon mellom klorpentafluorid og arsenpentafluorid. ClF₆⁺ kan lages av klorpentafluorid og platinaheksafluorid. De er fargeløse til blekgule av farge.

Perklorylfluorid, ClO₃F, er en giftig gass med kokepunkt -46,8 ºC som kan lages ved reaksjon mellom kaliumperklorat og en blanding av flussyre og antimonpentafluorid ved 40-50 ºC. Den er stabil til 500 ºC og er et kraftig oksydasjonsmiddel som også kan brukes til selektiv fluorering, spesielt av metylengrupper i alkylkjeder. Den kan også innføre perklorylgrupper i organiske molekyler. I motsetning til fluorperkloratet er fluoratomet bundet direkte til klor i denne forbindelsen, og det finnes også en rekke andre liknende forbindelser: ClOF, ClO₂F, ClOF₃, ClO₂F₃. Slike forbindelser er også amfotere og danner anioner med basiske og kationer med sure fluorider.

Bromklorid, BrCl, er en rød gass eller rødbrun væske med kokepunkt 20 ºC.

Det er kjent enkelte blandingsanioner av brom og klor, BrCl₂^- og Br₂Cl^-.

Jodklorid, ICl, er også en rød gass eller rødbrun væske med kokepunkt 27 ºC som dekomponerer ved oppvarming til 97 ºC. Den kan lages ved å blande ekvivalente mengder klor og jod, mens jodtriklorid, ICl₃, fås, i form av et oransjefarget, løent pulver som er ustabilt hvis temperaturen kommer særlig over romtemperatur, ved å bruke tre ganger så mye klor i blandingen, eller med et overskudd av klor som deretter fjernes. Molekylet er plant, med en dimerstruktur hvor to av kloratomene er på deling mellom de to jodatomene.

Med aromatiske jodforbindelser kan det dannes aryljodklorider av typen C₆H₅ICl₂.

Forskjellige blandingskationer av klor og jod kan lages ved å la jodklorider reagere med forskjellige kloridionakseptorer. De har gjerne lystige farger, fra oransje til rødt og dypt purpur. ICl₂⁺ fås f.eks. av jodtriklorid og antimonpentaklorid, I₃Cl₂⁺ av jod og antimonpentaklorid i kloratmosfære. Også I₂Cl⁺ er kjent og likeledes den tredobbelte blandingen IBrCl⁺. De treatomige kationene har en vinkelstruktur, mens I₃Cl₂⁺-ionet har tre jodatomer på rett linje og et kloratom ut i nesten rett vinkel i hver ende, med anionene løsere bundet i hver ende i motsatt retning av kloratomene.

Det er kjent mange blandingsanioner av jod og klor, og også brom og fluor: I₂Cl^-, ICl₂^-, IBrCl^-, ICl₃F^-, ICl₄^-, IBrCl₃^-, I₂Cl₃^-, I₂BrCl₂^-, I₂Br₂Cl^-, I₄Cl^-. De treatomige er stort sett lineære, mens de fematomige er plane og kvadratiske, muligens unntatt sistnevnte.

Xenondiklorid, XeCl₂, er bare påvist som en ytterst ustabil fase når en blanding av xenon og klor utsettes for sterkt ultrafiolett lys. Men når xenontrioksyd reagerer med rubidium- eller cesiumklorid fås forbindelser av typen Rb₉(XeO₃Cl₂)₄Cl, som består av metallkationer, kloridioner og endeløse kjeder av -XeO₃Cl-Cl-XeO₃Cl-Cl-, og er rimelig stabile ved romtemperatur.

Radon vil trolig danne et mer stabilt diklorid enn xenon, og kanskje også andre klorider, men dette vet man lite om.

Analyse:

Klor kan lett gjenkjennes på lukta eller på den gulgrønne fargen. Spesialpapir innsatt med kaliumjodid og stivelse farges blått på grunn av frigjøring av jod hvis det er klor til stede.

Klorid i vannløsning påvises ved det hvite, osteaktige bunnfallet som danner seg ved tilsetning av en salpetersur løsning av sølvnitrat. Denne prøven er temmelig følsom, men den feller også bromid og jodid. Hvis det kan være bromid eller jodid til stede i løsningen røres bunnfallet ut med 6M ammoniakk under svak oppvarming. Sølvklorid løses lett, bromid vanskelig og jodid løses ikke merkbart. Hvis det er en uløst rest sentrifugeres blandingen og løsningen tilsettes salpetersyre til sur reaksjon. Er bunnfallet rent hvitt er det påvist klorid. Hvis det er gulhvitt kan det være en blanding av klorid og bromid. Klorid i en blanding av halogenider kan påvises ved dråpevis felling med sølvnitrat, siden jodid felles før bromid og bromid før klorid. Hvitt sølvklorid vil felles etter at fellingen av det gule jodidet og det gulhvite bromidet er fullstendig.

Saltsyre kan påvises ved å dyppe en glasstav i den og sette den borttil en annen glasstav som er dyppet i en sterk ammoniakkløsning. Hvis syra er saltsyre dannes det en tykk, hvit røyk.

Fremstilling:

Klor kan lages i laboratoriet ved å sette konsentrert saltsyre til brunstein slik som det ble gjort av Scheele: MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + 2H₂O + Cl₂, eller kaliumpermanganat: 2KMnO₄ + 16HCl = 2KCl + 2MnCl₂ + 8H₂O + 5Cl₂. Industrielt skjer fremstillingen så å si bare ved elektrolyse av en vannløsning av natriumklorid(saltvann). Klor utvikles ved anoden og hydrogen og natriumhydroksyd ved katoden. Det har vært vanlig å bruke en celle med kvikksøkvkatode, siden man da kan ta vare på natriumet også, som går i amalgam med kvikksølvet, men apparaturen utvikler giftige kvikksølvdamper og erstatts i dag med membranceller hvor man har spesielle anordninger for å ta vare på natriumet på katodesiden av membranen. Noe klor produseres også som biprodukt ved elektrolyse av kloridsmelter for metallproduksjon eller av (varm 22 %) saltsyre som dannes som biprodukt ved organiske kloreringsprosesser. En annen prosess som er i begrenset bruk er Deaconprosessen, som baserer seg på oksydasjon av hydrogenklorid med oksygen: 4HCl + O₂ = 2Cl₂ + H₂O. Likevekten favoriserer venstresiden av likningen, men kan drives mot høyre ved å lede gassblandingen gjennom svovelsyre, som fjerner vannet, eller forbruke kloret med en gang til produksjon av vinylklorid eller andre klorerte karbonforbindelser som brukes slik de er eller foredles videre.

Demonstrasjonsforsøk:

Du kan lage tørr klorgass med en apparatur hvor flere reagensrør kobles sammen i serie ved å stikke tohullskorker i åpningene og koble dem sammen med rør og slanger. Til det første røret kobles det også en beholder med hane som fylles med konsentrert saltsyre. Fyll det første røret med brunstein, MnO₂, det andre røret med en liten mengde vann, det tredje med konsentrert svovelsyre og det fjerde med fosforpentoksyd. I hvert av rørene skal tilførselsrøret stikke ned i materialet, mens utløpsrøret skal befinne seg over materialnivået. I det første røret utvikles det klor når du åpner for hanen og slipper saltsyre ned i brunsteinen. Reaksjon: HCl + MnO₂ = MnCl₂ + 2H₂O + Cl. Vannet i rør 2 renser klorgassen for saltsyre. Noe klor løses også i vannet, og gir det en gulgrønn farge. Hvis du drypper litt blekk i det, blir fargen bleket. De to andre stoffene er tørkemidler. Etter det siste røret kan du koble til flere rør som du kan samle opp klorgass i til senere forsøk. Du kan skaffe deg en hendig klormengde ferdig til bruk hvis du setter to klemhaner på slangene mellom rørene og stenger hanene og klipper av slangen mellom hanene når du er ferdig.

Tapp litt klorgass ned i bunnen av noen dype begerglass eller bruk et av rørene fra forrige forsøk. Gassen er tyngre enn luft, så den holder seg i glasset, særlig hvis den er kald og glassene holdes i ro. Likevel er det best å utføre forsøket i avtrekk. Stikk en farget blomst ned i gassen og se at den blekes. Vis reaksjon med et filterpapir fuktet med et terpen, f.eks. pinen, eller terpentinolje, som er ganske rent pinen. Det begynner å brenne, og det dannes en hel del sot. Terpenet oksyderes til karbon, kloren bindes til hydrogenet: C₁₀H₁₆ + 8Cl₂ = 16HCl + 10C. Vis reaksjon med finfordelt metall eller metallfolie, f.eks. av jern, kobber eller antimon. Her kan det også begynne å brenne, og det dannes et klorid. Antimonpulver gir et flott ildregn hvis det ristes i en klorfylt beholder. Men antimonklorid er giftig og forsøket må gjøres i avtrekk. Prøv også å stikke en hydrogenflamme ned i røret og se at den fortsetter å brenne og at den gulgrønne klorfargen etter hvert blir borte. Stikk et fuktig blått lakmuspapir ned i røret og se at det farges rødt på grunn av hydrogenkloridet som er utviklet. Hell litt vann i røret. Hydrogenkloridet løser seg raskt i vannet. Sjekk om det er surt ved å stikke et tørt lakmuspapir i det. Drypp litt sølvnitratløsning i det for å bekrefte at det er saltsyre (du får et hvitt bunnfall som gråner i lyset).

Fyll en retorte eller en annen flaske helt med klorvann og snu den slik at du kan se om det samler seg gass oppunder flaskebunnen. Sett den i sollyset noen dager slik at kloren reagerer med vannet til saltsyre og underklorsyrling: Cl + H O = HCl + HOCl. Underklorsyrlingen spaltes videre til saltsyre og oksygen, som samler seg oppunder flaskebunnen. Snu flasken igjen og påvis at gassen er oksygen ved å stikke en glødende treflis ned i den.

La litt klorgass boble gjennom en løsning av natriumbromid og en annen løsning av natriumjodid. Hva skjer og hvorfor?

Ha en liten mengde salt (NaCl) i en kolbe og drypp litt konsentrert svovelsyre nedi. Det dannes hydrogenklorid som strømmer ut av kolben og danner tåke i lufta hvis den er noe fuktig. Den lukter vondt. Ikke hold ansiktet over kolben hvis du vil lukte på den. Den er giftig og kan skade slimhinnene, bare vift litt av tåka bort til deg. Hold et stykke fuktig blått lakmuspapir over kolben. Det blir rødt, og den fuktige delen smaker surt. Gassen er altså en syre. Vannløsningen som danner seg på det fuktige papiret kalles saltsyre.

Ha litt salt (NaCl) i en kolbe og sett i en propp med to hull. Stikk inn et rør påmontert en beholder med kran, fylt med svovelsyre, i det ene hullet og et bøyd rør som du kan føre den andre spissen av helt ned til bunnen av et dypt begerglass i det andre hullet. Åpne krana og la det dryppe svovelsyre ned på saltet. Det dannes hydrogenklorid som samler seg i bunnen av begerglasset. Hvis du har vann i begerglasset før du starter forsøket løser hydrogenkloridet seg i vannet og du får saltsyre.

Det kan være effektfullt å fylle ei flaske med hydrogenklorid, proppe den igjen med en kork som du har stukket et tilsmeltet glassrør igjennom, snu den og stikke røret ned i vann som er tilsatt en syre-baseindikator og brekke av glassrøret nede i vannet. Snart spruter vannet inn i flaska og fyller den nesten helt. Samtidig skifter indikatoren farge og viser at saltsyreløsningen er sur.

Prøv virkningen av den saltsyra du har laget på noen forskjellige metaller. Legg et stykke (ekte) kritt i saltsyre og se det gå i oppløsning mens det bruser karbondioksyd. Dypp en glasstav i ammoniakkløsning og hold den over en flaske med saltsyre. Det oppstår en tett hvit tåke av ammoniumklorid som fortettes til et hvitt, melaktig belegg på kalde flater. Tilsett saltsyre til en oppløsning av vannglass. Det felles ut en tykk, hvit grøt av silisiumdioksyd (kvarts) med litt vann, som kjemisk er omtrent det samme som opal. Med litt fargede metallsalter i løsningen kan det fås fine fargevirkninger.

Skolelaboratorier har tradisjonelt følgende utstyr for elektrolyse av saltsyre: en flat, halvdyp glasskål, en blyelektrode delvis dekket med gummi, en kullelektrode og et reagensrør. Hvis arbeidsplassen er utstyrt med likestrømkilde kan elektrodene kobles til den, ellers kan det brukes f.eks. et bilbatteri. Koble blyelektroden til den negative polen og kullelektroden til den positive. Fyll glasskaret med fortynnet saltsyre, fyll også reagensrøret og sett det opp ned over spissen på blyelektroden og sett på strømmen. Det samler seg brennbar hydrogengass i reagensrøret og klor ved kullelektroden, med lettkjennelig lukt.

Løs 4 g natriumhydroksyd i vann og fortynn til 1 dl. Forsiktig på grunn av varmeutviklingen. En saltsyreløsning av samme molaritet kan lages ved å løse 3,65 g hydrogenklorid i en dl vann. Du kan lage den ved å fortynne konsentrert saltsyre (42 %) 11,5 ganger. Mål ut 8,7 ml konsentrert saltsyre og fortynn løsningen til 1 dl med rent vann. Det er ikke så farlig å fortynne saltsyre som svovelsyre, men det kan likevel være en fordel å helle den konsentrerte saltsyra i opptil 90 ml vann og fortynne videre til 1 dl. Mål et volum av NaOH-løsningen og hell den over i et reagensglass. Tilsett litt indikator, f.eks. lakmus, som viser sterk basisk reaksjon. Hell litt av saltsyreløsningen over i en byrette og drypp den ned i baseløsningen til indikatoren akkurat såvidt slår over. Du kan tilsette syre raskt i begynnelsen, men når syrefargen ikke forsvinner med en gang lenger må du være mer forsiktig. Les av volumet på byretten og se om det er det stemmer overens med lutvolumet. Smak på løsningen. Det smaker salt, og du kan få saltkrystaller ved å dampe inn løsningen. Du kan også smake på syre- og baseløsningen så lenge de er så svake som dette. Syreløsningen smaker surt og baseløsningen lutaktig.

Ha 42,5 g (0,5 mol) natriumnitrat (chilesalpeter) og 37,3 g (0,5 mol) kaliumklorid (sylvin) i 125 ml vann og varm opp til kokepunktet slik at alt løser seg. Filtrer løsningen hvis det er noen faste urenheter i den. Avkjøl filtratet til 5 grader i et isbad. Det felles ut krystaller av kaliumnitrat (salpeter) som kan filtreres fra. Vær litt rask så det ikke løser seg opp igjen når løsningen varmes opp. Løsningen hadde opprinnelig en molalitet på 4 av alle de fire ionene, men ved 5 ºC kan det ikke løses mer enn 1,73 mol kaliumnitrat i en liter vann, så resten faller ut. Teoretisk skal du nå ha fått 28,7 g kaliumnitrat ut av løsningen. Oppvarm restløsningen til koking og damp den inn til 1/3 av volumet. (Du kan hindre støtkoking ved å sette et avbrukket glassrør som er tett i den ene enden ned i løsningen med den tette enden opp.) Det felles ut krystaller av natriumklorid, som filtreres fra. Det kan ikke løses mer enn 6,8 mol NaCl i en liter vann ved kokepunktet, og når volumet reduseres til en tredjedel felles det ut 0,5x((4x3)-6,8)/12=0,22 mol NaCl eller 12,7 gram (teoretisk). Nå som du har fjernet så mye natriumklorid fra løsningen kan du få ut mer kaliumnitrat ved å kjøle ned til 5 ºC en gang til, uten at det samtidig felles ut natriumklorid. Teoretisk blir utbyttet nå 14,6 gram. Sjekk om du har fått noe natrium i salpeteren din ved å ta en flammeprøve. Den gule natriumfargen slår ut selv i meget små mengder. Sjekk om du har fått noe klorid i salpeteren ved å løse opp en liten prøve og tilsette sølvnitrat. Blir det ikke noen blakking, er prøven klorfri. Sjekk om du har fått kalium i koksaltet ditt med en flammeprøve hvor du filtrerer vekk den gule natriumflammen med koboltglass for å få øye på en eventuell blekfiolett kaliumflamme. Sjekk om du har fått nitrat i koksaltet ditt ved å løse opp en prøve i et par ml vann, tilsette 2 ml konsentrert svovelsyre forsiktig, avkjøle under springen og forsiktig helle oppå en mettet løsning av jern(II)sulfat. Brun ring i grenseskiktet påviser nitrat. Salpeteren kan renses ved omkrystallisering. Tilsett like mange gram vann, varm opp til alt er løst, avkjøl i isbad igjen og filtrer fra krystallene. Test på klorid med sølvnitrat igjen, sammenlikn med forrige prøve. Omkrystalliseringen kan gjerne gjentas flere ganger.

Mange ioniske salter kan bytte ioner på denne måten. Metoden kalles fraksjonert krystallisasjon og baserer seg på at løseligheten av det ene saltet forandrer seg mer med temperaturen enn det andre. Du kan teoretisk holde på i det uendelige med å vekselvis inndampe og nedkjøle til det nesten ikke er noen ioner igjen i løsningen, så lenge du passer på å ikke inndampe mer enn at du holder deg under metningspunktet for det sterkere temperaturavhengige saltet og ikke avkjøle mer enn at du holder deg under metningspunktet for det mindre variable saltet. Kaliumnitrat felles ut ved avkjøling i stedet for natriumnitrat fordi sistnevnte har et mye høyere metningspunkt i kaldt vann og natriumklorid felles ut i stedet for kaliumklorid ved inndamping fordi metningspunktet for kaliumklorid er høyere. Men her er forskjellen ikke så stor, derfor felles kaliumnitratet ut først, dermed senkes konsentrasjonen av kaliumioner slik at den kommer lengre under metningspunktet. Fraksjonert krystallisasjon har vært kjent og mye brukt siden alkymistenes tid. Før Norsk Hydro kom på banen med lysbueovnene sine ble salpeter ofte laget av billig natriumnitrat fra Chile på denne måten. Før ionebytterresiner ble oppdaget under krigen var det endeløse serier av fraksjonerte krystalliseringer som ble brukt til å separere sjeldne jordmetaller.

Legg et stykke loddetinn på en kobbermynt og varm opp mynten slik at tinnet smelter. Etter avkjøling er det lett å løsne tinnet fra mynten. Prøv igjen med å drysse litt salmiakk mellom mynten og tinnet. Ved oppvarmingen spaltes salmiakken til ammoniakk og hydrogenklorid som løser opp oksydene på mynten. Nå blir det vanskeligere å fjerne tinnet fra mynten etter avkjøling igjen.

Strø litt vanlig kjøkkensalt på en blikkplate og varm den godt opp over bunsenbrenneren. Du vil høre en merkelig knitring som skyldes koking av innesluttet vann i krystallene. Prøv det samme med ekte havsalt (mye falsk havsalt er å få kjøpt). Dette må legges i et rør ved oppvarmingen fordi reaksjonen kan være ganske kraftig.

Trolldeig kan f.eks. lages av 200 g mel, 200 g salt, 1,25 dl vann og en teskje matolje eller glyserin. Bland det tørre først, tilsett olje og vann litt etter litt og kna godt i 10 minutter til du har en fin, elastisk masse. Ypperlig til all slags figurforming. En oppskrift for spesielt fin trolldeig for forming av små detaljer er 200 g mel, 200 g salt, 100 g potetmel og 1,5 dl vann. Her anbefales det å blande salt og vann først og røre godt rundt i 5 minutter, deretter tilsettes det tørre. Små, tynne gjenstander kan lufttørkes, større bakes i ovn. Tykkere gjenstander tar lengre tid å bake enn tynne. Bak først 1 time ved 75 ºC for hver halve cm tykkelse, deretter baker du ved 100 ºC i en halv time, så en halv time ved 125 ºC og til slutt 1 time ved 150 ºC. bruk lavere temperatur for fargede gjenstander for å hindre at fargen taper seg eller forandres: først 1 time ved 50 ºC for hver halve cm tykkelse, deretter 50 ºC i en time til, en halv time ved 75 ºC, en halv time ved 100 ºC og til slutt en time ved 125 ºC. La aldri temperaturen bli høyere enn 125 ºC hvis du har farge i trolldeigen. Se også: http://www.saltinstitute.org/dough.html.

La litt krystallisert magnesiumklorid flyte ut i litt vann slik at det dannes en tyktflytende væske. Rør så mye brent magnesiumoksyd ut i små porsjoner at du får en masse som kan knas. Du har laget magnesiakitt, som kan brukes til kitt, fugemasse, figurforming og liknende.

Lag en kuldeblanding av kalsiumklorid og snø eller knust is. Mål temperaturen. Den kan gå ned til nærmere -50 ºC.

Varm opp litt rødt koboltklorid-heksahydrat, CoCl₂.6H₂O, slik at det avgir krystallvannet mens det gradvis skifter farge til lyseblått vannfritt klorid. La det stå i fuktig luft og merk fargeforandringene mens det langsomt tar opp vannet igjen.

En løsning av koboltklorid kan også fungere som usynlig blekk. Løsningen er svakt rød, men når skriften tørker er den knapt synlig. Ved svak oppvarming (40 grader er alt som skal til) avgis krystallvann og en klar blå skrift trer fram.

Løs litt koksalt i vann og løs litt sølvnitrat i en annen porsjon vann som du så heller over i saltløsningen. Det felles ut sølvklorid som spaltes av lyset. Spaltningen kan observeres i løsningen eller på filterpapir etter filtrering. Kjenn om den frigjorte klorgassen merkes på lukta.

Lag litt sølvklorid som beskrevet i forrige forsøk. Filtrer fra bunnfallet og smør det utover ei plate av glass, plast, stivt papir eller liknende. Legg en sjablong eller en plastfilm med et eller annet motiv på eller noe annet som du vil lage en fotokopi av på plata og la den stå i sollyset en times tid eller så. Når du synes bildet er tydelig nok kan du fiksere det ved å vaske plata med en løsning av natriumtiosulfat (fiksersalt), skylle den med rent vann og sette den til tørk, gjerne på et varmt sted. Dette er primitiv fotografering.

Lag nylon ved å løse adipinsyrediklorid, ClOCCH₂CH₂CH₂CH₂COCl, i 1,1,1-trikloretan i et begerglass, løs heksan-1,6-diamin, H₂NCH₂CH₂CH₂CH₂CH₂CH₂NH₂, i vann og hell det forsiktig over adipinsyreløsningen. Mellom de to lagene danner det seg nylon som du kan dra ut til en tråd ved å gripe tak i den med en tang eller liknende.

Mål opp 10 ml karbondisulfid, CS₂, i et reagensglass. Skjær av ca. 1 g hvitt fosfor (under vann) og slipp det oppi. Kork det til og rist forsiktig til det er oppløst. Legg en tykk jernplate (minst 5 mm) oppå en treplanke og et filterpapir oppå den. På filterpapiret lesses ca. 1 cm³ kaliumklorat, KClO₃. Dynk kloratet med fosforløsningen og gå litt unna. Når løsningsmidlet er fordampet fås et bra smell. Hvis rommet er lite anbefales mindre mengder, da trommehinnene ellers kan være i faresonen.
Reaksjon: 3 P₄ + 10 KClO₃ = 3 P₄O₁₀ + 10 KCl.

Vann slukker ild, men ikke alltid. Ikke hvis vannet er mettet med kaliumklorat. Pøs på så mye kaliumklorat som det går an å løse i vannet og gjerne litt til. Legg et stykke hvitt fosfor i løsningen og drypp litt konsentrert svovelsyre ned der hvor fosforet ligger. Fosforen tar fyr nede i løsningen og brenner til fosforpentoksyd, som løses i vannet.

Noen viktige forbindelser:

[ HCl ]Hydrogenklorid, en fargeløs gass med stikkende lukt som danner kraftig røyk i fuktig luft og lett fortettes til en fargeløs væske. Kokepunkt -84,9 ºC, frysepunkt -114,8 ºC, tetthet 1,00045 g/l, eller 1,187 g/cm³ som væske ved kokepunktet. Overordentlig lettløselig i vann, 22,6 mol/l ved 0 ºC og 15,4 mol/l ved 60 ºC. Ett volum vann løser 450 volumer hydrogenklorid ved standard trykk- og temperaturforhold. Vannløsningene kalles saltsyre. Løses også lett i alkohol, men bare 0,0897 mol/l. Løses også i eter og benzen.

[ NaCl ]Natriumklorid, også kalt bordsalt, steinsalt, koksalt eller bare salt. Hvite, kubiske krystaller. Tetthet 2,165 g/cm³. Sm.p. 801 ºC. Kok.p. 1413 ºC. Lettløselig i vann, 35,7 gram kan løses i 100 ml vann ved 0 ºC., men løseligheten stiger ikke mye med temperaturen, og bare 39,12 g er løselig ved 100 ºC. Tungt løselig i alkohol og flytende ammoniakk, lettere i glyserol. Alle natriumhalogenider skiller seg faktisk fra de andre alkalihalogenidene ved at vannløseligheten er så lite temperaturavhengig. Natriumklorid er ikke hygroskopisk og klumper seg i fuktig luft bare hvis det inneholder urenheter som f.eks. magnesiumsalter som er hygroskopiske (d.v.s. vanntiltrekkende).

[ NH₄Cl ] Ammoniumklorid, kjent fra oldtiden som salmiakk, (lat. sal ammoniacum = salt fra Ammon, d.v.s. fra Siwa-oasen i Egypt hvor naboene til Amons berømte orakeltempel hadde som erverv å selge salmiakk utvunnet av kamelmøkk.) Fargeløse krystaller. Tetthet 1,527 g/cm³. Fordamper uten å smelte(sublimerer) ved 340 °C. Løses lett i vann.

[ CaCl₂ ] Kalsiumklorid, fargeløse, sterkt hygroskopiske kubiske krystaller som flyter ut i fuktig luft. Tetthet 2,15 g/cm³ ved 25 ºC, smeltepunkt 782 ºC og kokepunkt >1600 ºC. Løses lett i vann, 6,71 mol/l ved 20 ºC og 14,3 mol/l ved 100 ºC. Løselig også i alkohol, aceton, eddiksyre m.m. Gir kuldeblandinger med is som kan få temperaturen helt ned imot -55 ºC.

[ KClO₃ ] Kaliumklorat. Fargeløse monokline krystaller. Tetthet 2,32 g/cm³. Sm.p. 356 °C. Dekomponerer ved 400 °C. Løselig i vann, men lett bare i kokende, 7,1 g/100 ml vann ved 20 °C, 57 g ved 100. 14,1 g løses i 100 ml 50 % alkohol ved 100 °C. Løselig i alkalier. Tungt løselig i glyserol og flytende ammoniakk. Uløselig i aceton. Et sterkt oksydasjonsmiddel som reagerer eksplosivt hvis det gnis eller varmes med moderate reduksjonsmidler som svovel, fosfor, trekull eller visse organiske stoffer. Ved moderat oppvarming disproporsjonerer det til klorid og perklorat. Ved høyere dekomponerer det til klorid og oksygen.

[ FeCl₃ ] Jern(III)klorid. Svartbrune heksagonale krystaller med tetthet 2,898 g/cm³ og smeltepunkt 306 ºC som dekomponerer ved 315 ºC. Lettløselig i vann, 4,59 mol/l ved 0 ºC, 33,03 mol/l ved 100 ºC. Svært lettløselig også i alkohol, metanol og eter. Løses lett i aceton, 3,9 mol/l ved 18 ºC. Fra vannløsning fås gule krystaller av heksahydratet, FeCl₃.6H₂O, som smelter ved håndtemperatur. Det finnes også en rekke andre hydrater. I gassfasen er det en likevekt mellom FeCl₃-molekyler og Fe₂Cl₆-molekyler. Krystallene er derimot ikke molekylære.

[ CHCl₃ ] Kloroform, er en fargeløs, flyktig væske med karakteristisk lukt og brennende, søtlig smak, tetthet 1,4832 g/cm³ ved 20 ºC, frysepunkt -63,5 ºC og kokepunkt 61,7 ºC. Tungt løselig i vann, løselig i aceton, blandbar i alle forhold med alkohol, eter og benzen. Nervegift som virker bedøvende i mindre doser.

[ CF₂Cl₂ ] Difluordiklormetan, karbondifluoriddiklorid, freon 12. Fargeløs gass med tetthet 1,1834 g/l ved 57 °C. Smeltepunkt -158 °C. Kokepunkt -29,8 °C. Løselig i vann, alkohol, eter og eddiksyre.

BIOLOGI
Kloridioner er nødvendig for alt liv. De spiller en viktig rolle for å opprettholde ionelikevekten og syre-baselikevekten i organismen, for vannbalansen og for mage- og nyresekresjonen. Daglig inntak for et menneske på 70 kg er ca. 3-6,5 g, og det vil normalt være ca. 0,135 % kjemisk bundet eller ionisert klor i kroppen, det vil si 95 gram for et menneske på 70 kg. Magesaften hos pattedyr inneholder til vanlig rundt 0,1 mol/l saltsyre. I blodet kan det være 2,89 mg/cm³, i bein ca. 900 ppm, i leveren 3000-7200 og i musklene 2000 til 5200 ppm.

Luft som inneholder mer enn 0,1 % klor regnes for å være dødelig for pattedyr på grunn av den etsende virkningen på luftveiene. Ved lengre tids innånding kan 0,01 % fremkalle dødelige skader. Lungene kan skades ved 0,001 %. 0,0001 % er ikke skadelig, men åndedrettsorganene irriteres og klorlukten merkes.

Som middel mot klorforgiftning anbefales frisk luft, innånding av vanndamp eller alkoholdamp, inhalering av fortynnet ammoniakk, hvile, varme og oksygen.

Mange organiske klorforbindelser er gifttige, og siden mange av dem også er fettløselige kan de utgjøre et helseproblem siden de samles opp i fettvevet til forskjellige organismer og med tiden kan komme opp i farlige konsentrasjoner eller føre til akutte forgiftninger hvis organismen ikke får nok mat en periode og må tære på fettet. Et klassisk eksempel er insektmidlet DDT, som nå er forbudt de fleste steder.

Noen anmerkninger om giftighet og øvrige helsemessige aspekter ved de forskjellige klorforbindelsene er anført under utnyttelsen av de forskjellige forbindelsene nedenfor.

UTNYTTELSE
Klor brukes mye som blekemiddel for tekstiler og som desinfeksjonsmiddel, spesielt for rensing av drikke- og badevann og kloakk. Men mesteparten av alt klor som produseres brukes til å lage tallrike organiske klorkjemikalier som visse løsnings- og rensemidler samt polymerer, i særdeleshet polyvinylklorid (PVC). Også i metallurgien brukes mye klor. Klor kan bleke de fleste organiske fargestoffer, men som blekemiddel brukes helst forbindelser som hypokloritter. Klorbleking av papir har vært utbredt i celluloseindustrien, men en sjeldnere i dag på grunn av problemene i forhold til osonlaget. På Herøya har det lenge vært en fabrikk for produksjon av flytende klor.

Klor var den første giftgassen som ble brukt i krig, forsøkene var organisert av den tyske kjemikeren Fritz Haber i 1915.

Klor er nok det grunnstoffet ved siden av de fire organiske standardgrunnstoffene H, C, N og O som brukes i flest forskjellige forbindelser, ikke bare i en mengde forskjellige klorerte organiske forbindelser til de forskjelligste formål, men også i form av salter av nesten alle kjente metaller og andre grunnstoffer. Jeg har forsøkt å raske sammen en mest mulig komplett liste her, men det er sikkert ennå mye som mangler, spesielt på det organiske feltet. Som vanlig tar jeg ikke med stoffer som bare brukes som utganspunkt i synteser.

Saltsyre, en vannløsning av hydrogenklorid, HCl, brukes mye til overflatebehandling, rustfjerning, etsing og beising av metaller for å fjerne oksydskikt og andre urenheter, til surgjøring av næringsmidler og oljebrønner, rensing av sand og leire, ved tøyfarging til syrevasking og nøytralisering av alkali etter mercerisering, og ellers i kjemisk syntese, for fremstilling av metallklorider, fargestoffer og en mengde forskjellige organiske klorforbindelser. Den virker ikke oksyderende i motsetning til de andre vanlige sterke syrene, og saltene er nesten alltid lettløselige i vann, noe som kan være fordelaktig til mange industrielle og andre formål. Legemidler med basiske egenskaper, f.eks. aminer, forhandles gjerne bundet til saltsyre for å bedre vannløseligheten og opptaket i tarmen.

Ammoniumklorid eller salmiakk, NH₄Cl, brukes til rensing av loddeflater (saltsyre avgis ved oppvarming), som beis ved forsinking og fortinning, til elektrolytt i tørrbatterier, i slimløsende medikamenter, f.eks. salmiakkpastiller (E510) og i røykbomber o.l., det dekomponerer til ammoniakk og saltsyre ved oppvarming og bestanddelene reagerer igjen i lufta til en tett tåke av salmiakkpartikler.

Sinkammoniumklorid, ZnNH₂Cl, brukes som flussmiddel ved galvanisering.

Glutaminsyrehydroklorid, HOOCCH(NH₃Cl)CH₂CH₂COOH, er en forbindelse mellom aminosyren glutaminsyre og saltsyre som brukes som tilskudd ved syreunderskudd i magesekken.

Salvarsan, arsphenaminum eller di-3-amino-4-hydroksyarsenobenzen-dihydroklorid-dihydrat, C₆H₃(OH)(NH₂)As:AsC₆H₃(OH)(NH₂).2HCl.2H₂O, ble lansert i 1910 og var det første legemidlet som var effektivt mot syfilis. Andre varianter brukes bl.a. mot amøbedysenteri og andre parasittsykdommer.

Rhodamin B eller 9-(2-karboksyfenyl)-3,6-bis(dietylamino)xantyliumklorid, C₂₈H₃₁ClN₂O₃, brukes som fargestoff og ingrediens i kosmetiske preparater.

Dimetylammoniumklorid, (CH₃)₂NH₂Cl, brukes til garving av lær.

Dietylammoniumklorid, (C₂H₅)₂NH₂Cl, brukes til fremstilling av gummi og av farmasøytiske produkter.

Ciprofloksacinhydroklorid eller 1,4-dihydro-1-syklopropyl-6-fluor-4-oxo-7-(1-piperazinyl)-3-kinolinkarboksylsyre-hydroklorid, C₁₇H₁₉FClN₃O₃, brukes som antibiotikum som brukes spesielt mot luftveisinfeksjoner, urinveisinfeksjoner, ved kirurgiske inngrep i mage-tarmkanalen, tyfoidfeber, gonoré og septikemi. Virker ved å hemme bakterieenzymet DNA-gyrase. Det finnes også noen andre kinolonmedikamenter med liknende bruksområder, f.eks. cinoksacin, levofloksacin, nalidiksinsyre, norfloksacin og ofloksacin.

Tetrametylammoniumklorid (TMAC), (CH₃)₄NCl, brukes som katalysator ved faseoverganger for forskjellige kvartære ammoniumsalter og et mye brukt løsningsmiddel i elektronikken.

Klorcholinklorid, klormekvatklorid, retacil eller (2-kloretyl)trimetylammoniumklorid, (CH₃)₃N⁺C₂H₅Cl Cl^-, brukes som vekstregulator i landbruket.

Cholinklorid, hepacholin, biocolina, lipotril eller (2-hydroksyetyl)trimetylammoniumklorid, (CH₃)₃N⁺C₂H₅OH Cl^-, brukes som fôrtilskudd i landbruket.

Betainklorid eller N,N,N-trimetylglycinklorid, (CH₃)₃N⁺CH₂COOH Cl^-, brukes som kost- og fõrtilskudd.

Dekstrosil eller 3-klor-2-hydroksypropyltrimetylammoniumklorid, CH₂ClCH(OH)CH₂N⁺(CH₃)₃ Cl^-, brukes i papir- og tekstilproduksjon og til å lage kationisk stivelse.

Cetrimoniumklorid, cetyltrimetylammoniumklorid eller heksadekyltrimetylammoniumklorid, C₁₆H₃₃N⁺(CH₃)₃ Cl^-, brukes som aktiv ingrediens i hårpleiemidler, vaskemidler, antistatiske midler, myknere og sanitære soppmidler.

Dimetyldidekylammoniumklorid, (C₁₀H₂₁)₂N⁺(CH₃)₂ Cl^-, brukes i desinfeksjonsmidler, rengjøringsmidler og antimikrobemidler til vannbehandling og virker som sopp- og algemiddel ved behandling av industrielt avfallsvann.

Trimetylaniliniumklorid eller fenyltrimetylammoniumklorid (PTAC), C₆H₅N⁺(CH₃)₃ Cl^-, brukes i fotografien.

Benzyltrimetylammoniumklorid, C₆H₅CH₂N⁺(CH₃)₃ Cl^-, brukes som faseovergangskatalysator i organisk syntese, som geleringshemmer ved produksjon av polyester, som antistatisk middel, som ingrediens i blekk og som hjelpestoff ved fiberfarging.

Soyaoljetrimetylammoniumklorider brukes som antistatiske midler, emulgerings- og konserveringsmidler i kosmetikken.

Kaprikvat, metyltrikaprylammoniumklorid eller metyltrioktylammoniumklorid, CH₃(C₈H₁₇)₃NCl, brukes som katalysator og til selektiv isolasjon av visse metallioner i faseoverganger.

Alkyl-3,4-diklorbenzyldimetylammoniumklorider hvor alkylgruppen er oktyl til oktadekyl, C_8-18H_17-37N⁺(CH₃)₂CH₂C₆H₃Cl₂ Cl^-, brukes som bakteriedrepende midler og antiseptika.

Alkylbenzyldimetylammoniumklorider hvor alkylgruppen er oktyl til oktadekyl, C_8-18H_17-37N⁺(CH₃)₂CH₂C₆H₅ Cl^-, brukes som bakteriedrepende midler og antiseptika.

Alkyl-etylbenzyldimetylammoniumklorider, for eksempel tetradekyletylbenzyldimetylammoniumklorid, C₁₄H₂₉N⁺(CH₃)₂CH₂C₆H₅C₂H₅ Cl^-, brukes som bakteriedrepende midler og antiseptika.

Bis(kokosoljealkyl)dimetylammoniumklorider brukes som bakteriedrepende midler og antiseptika.

Kokosoljealkylmetyldi(2-hydroksyetyl)ammoniumklorider brukes som desinfeksjonsmiddel.

(3-sykloheksyl-3-hydroksy-3-fenoksypropyl)trietylammoniumklorid, (C₂H₅)₃N⁺(C₆H₁₁)(OC₆H₅)OH Cl^-, brukes i farmasien.

Krystallfiolett, gentianfiolett, metylrosanilinklorid, hektograffiolett, heksametylfiolett, metylfiolett 10BNS, basisk fiolett 3 etc. eller ((4-bis(p-(dimetylamino)fenyl)metylen)-2,5-sykloheksadien-1-yliden)dimetylammoniumklorid, ((CH₃)₂NC₆H₄)₂C:C₆H₄:N⁺(CH₃)₂ Cl^-, brukes som fargestoff.

Solanin, benzetoniumklorid eller (2-(2-(p-(1,1,3,3-tetrametylbutyl)fenoxy)etoksy)etyl)dimetylbenzylammoniumklorid, ((CH₃)₂CHC(CH₃)₂CH₂)₂C₆H₃OCH₂CH₂OCH₂CH₂N⁺(CH₃)₂CH₃C₆H₅ Cl^-, brukes som antiseptikum og dispergeringsmiddel.

Benzyldodekyldimetylammoniumklorid, benzyllauryldimetylammoniumklorid, C₁₂H₂₅N⁺(CH₃)₂CH₂C₆H₅ Cl^-, brukes som bakteriedrepende middel.

Dodekyldimetyl(4-etylbenzyl)ammoniumklorid, C₁₂H₂₅N⁺(CH₃)₂CH₂C₆H₄C₂H₅ Cl^-, brukes som kosttilskudd og ingrediens i kosmetiske produkter.

Zefiramin, myristalkoniumklorid, benzylmyristyldimetylammoniumklorid eller benzyltetradekyldimetylammoniumklorid, C₁₄H₂₉N⁺(CH₃)₂CH₂C₆H₅ Cl^-, brukes som bakteriedrepende middel.

Tetradekyldimetyl(4-etylbenzyl)ammoniumklorid, C₁₄H₂₉N⁺(CH₃)₂CH₂C₆H₄C₂H₅ Cl^-, brukes som bakteriedrepende middel og antiseptikum.

Cetol, cetalkoniumklorid eller benzylheksadekyldimetylammoniumklorid, C₁₆H₃₃N⁺(CH₃)₂CH₂C₆H₅ Cl^-, brukes som bakteriedrepende middel.

Stebac, stedbac, triton x-40 etc., eller benzylstearyldimetylammoniumklorid eller benzyloktadekyldimetylammoniumklorid, C₁₈H₃₇N⁺(CH₃)₂CH₂C₆H₅ Cl^-, brukes som bakteriedrepende middel.

Metalkoniumklorid, nopcoccid, urolocid eller benzyl((dodekylkarbamoyl)metyl)dimetylammoniumklorid, C₁₂H₂₅NHCOCH₂N⁺(CH₃)₂CH₂C₆H₅ Cl^-, brukes som desinfeksjonsmiddel eller dispergeringsmiddel.

1-heksadekylpyridiniumklorid eller cetylpyridiniumklorid, C₁₆H₃₃N⁺C₅H₅ Cl^-, er et mye brukt antiseptikum.

Stearylmetyldipoly(oksyetylen)ammoniumklorid, (C₁₈H₃₇(OC₂)N⁺(CH₃) Cl^-)_n, brukes som antistatisk middel.

Litiumklorid, LiCl, er et hypereffektivt tørkemiddel og brukes også i luftkondisjoneringsteknologien som et spesielt konsentrert salt som kan oppta store mengder polare organiske stoffer fra lufta. Saltblandinger med litiumklorid brukes en del som loddesalt og flussmiddel ved sveising og slaglodding. En smeltet eutektisk blanding av litium- og kaliumklorid brukes som elektrolytt i høytemperaturelementer og ved produksjon av litiummetall. Brukes også som ingrediens i litiumpreparater mot depresjon i medisinen.

Salt, koksalt eller natriumklorid, NaCl, er uunnværlig i menneskers og dyrs ernæring og danner i industrien også utgangspunkt for fremstilling av nesten alle andre natriumforbindelser samt for klor, saltsyre og natrium selv. Andre viktige anvendelser er glassfremstilling, glasering av leirvarer, utsalting av såper, utsalting av gummi fra lateks, fargestoffremstilling, kuldeblandinger, smelting av is og snø på veier, til konservering og smaksforsterking av matvarer, i tekstilfarging, konservering av lær, avherding av vann, overflatebehandling av metaller, porselenglasering, som tilsetning til boreslam i oljeindustrien og mye mer. En terpentinløsning av koksalt er mye brukt til vasking og rensing av emaljeflater. En pasta av koksalt og eddik er mye brukt til kobber- og messingpuss. Ved å tømme en sterk saltløsning ned i vasken kan du fjerne fettansamlinger og vond lukt. Litt salt i tøystivelsen gjør tøyet lettere å stryke uten at det klistrer seg til jernet og gjør det pent og skinnende. Hvis bordet ditt har fått lyse ringer eller flekker av varme kjeler eller vann er en tynn saltløsning i olje et bra remedium. Koksalt er også effektivt mot møll og maur. Store, feilfrie krystaller brukes til å lage optiske prismer og linser fordi de absorberer de langbølgede infrarøde strålene mindre sterkt enn glass. Man må da passe på å ikke få vann på linsene! En løsning av 9 g NaCl i en liter vann kalles fysiologisk saltvann, har omtrent det samme osmotiske trykk som blodplasma og vevsvæske og brukes mye i biologien og medisinen, bl.a. som intravenøs væsketilførsel. En løsning av natriumklorid brukes som nesespray mot tørre slimhinner. Se også http://www.saltinstitute.org/29.html. Salt brukes også av kunstnere, se f.eks. http://www.bettina-werner.com/PDF/saltofearth.htm.

Kaliumklorid, KCl, utvinnes i store mengder fra mange steinsaltleier og er den vanligste kaliumforbindelsen å bruke i gjødsel. Brukes også i kosttilskudd og preparater mot kaliummangel. Må brukes med forsiktighet, siden for store doser ødelegger ionebalansen og kan være dødelig. Faktisk brukes kaliumklorid som avrettingsgift i noen amerikanske stater. Feilfrie krystaller av kaliumklorid blir også brukt til optiske formål, f.eks. som prisme- og kyvettemateriale i infrarødspektroskopi og som monokromator for røntgenstråling.

Rubidiumklorid, RbCl, brukes i cellebiologien til transformering av 'kompetente' celler m.m. Har terapeutisk og lindrende effekt på visse leddlidelser og andre sykdommer og kan brukes i medisinen.

Cesiumklorid, CsCl, brukes i fluorescerende skjermer, i fotoceller, som lysfølsomt lag på katoder, på glødetrådene i radiorør for å øke følsomheten og i biokjemien til celleseparasjon, utskilling av DNA og RNA og andre store molekyler ved en sentrifugeringsteknikk. Også brukt i en alternativ og kontroversiell kreftterapi.

Vannfritt berylliumklorid, BeCl₂, brukes som katalysator i den organiske kjemien.

Magnesiumklorid, MgCl₂, brukes som desinfeksjonsmiddel, som impregneringsmiddel for tre, f.eks. jernbanesviller, som støvbindingsmiddel på veiene, som antifrostmiddel, brannslokkingsmiddel, bestanddel av appretur, som tilsetning til ull og bomull, næringsstoff i mineralvann (E511) m.m., men først og fremst som bestanddel av magnesiasement og sorelsement.

Ved å røre ut magnesiumoksyd i en magnesiumkloridløsning fås en grøt som etterhvert stivner til en steinhard masse av et ikkestøkiometrisk vandig, basisk magnesiumklorid og kan brukes som bindemiddel i seg selv eller ved tilsetning av nøytrale fyllstoffer som sagmugg, tremel, høvelspon, korkpulver, asbest, kiselgur o.l. pluss fargestoff til å lage kunstig stein og fliser, fugefrie gulvbelegg eller liknende (xylolitt, kunstmarmor).

Magnesittbelegg er fugefrie gulvbelegg av magnesiasement tilsatt tre- og korkavfall, lærmel og asbestfiber. Det er elastisk og fotvarmt og var populært i midten av det 20. århundret, men gikk av bruk fordi det tålte lite fuktighet.

Kalsiumklorid, CaCl₂, er mye brukt som tørkemiddel i eksikatorer og tørketårn for tørking av væsker og gasser, til å dempe støvplagen på veier (veisalt), som tilsetning til sementmaling og i kullgruver til å redusere faren for kullstøveksplosjoner. 2 % kalsiumklorid i betong kan gi betongen mange gunstige egenskaper, som kort herdetid, spesielt ved lav temperatur, bedre styrke, bearbeidbarhet m.m. På grunn av evnen til å senke frysepunktet for vann brukes kalsiumklorid i kuldeblandinger, til opptining av is (også på veier), som tilblanding til vann som fylles i hjulene på traktorer og veimaskiner for å gjøre dem tyngre, som kjølevæske i fryserier og ved isproduksjon. I blanding med natriumsilikat brukes det til å gjøre løs sandjord fastere for bygnings- og veiarbeider. I papirindustrien brukes det som tilsetning for å gjøre bølgepapp sterkere og for å få fargene til å feste seg bedre ved farging av papir. I oljeindustrien brukes det i kompletteringsvæske, til sementering av ferdige brønner ved å herde sementen raskere, som tilsetning til boreslammet for å hindre at skifer i bergarten utvider seg for mye, og som middel for å fjerne vann fra oljefraksjoner. Det blir også brukt som blodstillende middel, som legemiddel mot allergier, frostknuter og forskjellige sykdommer som kommer av kalkmangel. Brukes i matvarer (E509) for å påvirke smaken og konsistensen. Mange bruker det i spinat og rabarbra for å binde oksalsyre, men dette har ikke noen fysiologisk betydning. Finnes ellers i ost (maks. 200 mg/kg, 5 g/kg i vegetabilsk ost), hermetisk frukt og grønnsaker, oliven fylt med paprikapuré og i mineralvann. I sugetabletter mot munntørrhet kan det være 1,1 mg pr. tablett.

Strontiumklorid, SrCl₂, gir kraftig rød flamme og brukes i pyroteknikken (fyrverkeri, bluss og liknende) samt i tannpasta mot ising i tennene, i keramikkglasur for å få fram interessante glanseffekter og til akvarievannbehandling for å redusere algevekst og stimulere veksten av koraller.

Bariumklorid, BaCl₂, brukes i rottegift, i fiksativer, i fargestoffer, som beis i fargerier, til farging og tynging av tøy, til garving og behandling av lær, til overflatebehandling av metaller og til å bløtgjøre hardt vann.

Radiumklorid, RaCl₂, brukes i selvlysende maling og liknende samt i medisinen. Er ikke gått helt av bruk, men brukes i atskillig mindre grad enn for et halvt århundre siden på grunn av faremomentene ved strålingen. I våre dager testet mot ankyloserende spondylitt, en revmatisk sykdom.

Scandiumklorid, ScCl₃, brukes i katalysatorteknikk og i visse intense utladningslamper.

Lantanklorid, LaCl₃, brukes i batterier basert på hydrogenlagring, som referansestandard i atomabsorpsjonsspektroskopien og som katalysator ved oljecracking.

Lantanoksyklorid, LaOCl, kan brukes i katalytiske membraner.

Blandede lantanidetriklorider brukes mye som katalysator ved oljecracking.

Ceriumtriklorid, CeCl₃, brukes som fargestoff og katalysator ved oljecracking.

Thoriumtetraklorid, ThCl₄, har vært brukt i gassglødelamper.

Praseodymtriklorid, PrCl₃, brukes som fargestoff i glass, keramikk og fyrverkeri og som katalysator i oljecracking.

Neodymtriklorid, NdCl₃, brukes som katalysator i oljecracking og til å farge skinn, ull og glass.

I saltsmeltereaktorer brukes smeltet uranklorid i blanding med alkaliklorider som reaktorbrensel. Urantetraklorid, UCl₄, og urankomplekser er nyttige katalysatorer for visse organiske synteser.

Gadoliniumtriklorid, GdCl₃, virker svekkende på deler av immunsystemet (Kupffer-celler) og kan brukes i medisinen som immunosuppressor ved transplantasjoner og liknende. Forbedrer også helingen av leveren etter inngrep for fjerning av leversvulster.

Terbium(III)klorid, TbCl₃, kan brukes i medisinen for å øke effektiviteten av cellegiften cisplatin.

Dysprosiumtriklorid, DyCl₃, tilsettes noen ganger til neodym-jernlegeringer.

Titan(III)klorid, TiCl₃, brukes som strippemiddel i vaskerier, som polymerisasjonskatalysator og som reduksjonsmiddel, f.eks. ved nitrogenanalyse.

Titan(IV)klorid, TiCl₄, brukes som beis i tekstilfargeindustrien, ved farging av lær, som tåkedannende middel, f.eks. i militære røykgranater (sammen med heksakloretan og antrakinon) eller ved røyksporing av prosesstrømmer, til overflatebehandling av metall, spesialglass, keramiske produkter og kunstige perler, til å modifisere kornstrukturen i en aluminiumlegering, som reagens i kjemisk og farmasøytisk syntese og som katalysator for polymerisering av polyetylen og polypropylen. Virker svært irriterende på huden, øynene, slimhinnene og lungene. Innånding av større mengder kan gi varige lungeskader og død.

Zirkoniumtetraklorid, ZrCl₄, brukes til å lage vannavstøtende tekstiler, til rensing av løsningsmidler, ved omsmelting av magnesiummetall og som polymerisasjonskatalysator i plastproduksjonen.

Zirkoniumoksyklorid eller zirkonylklorid, ofte som oktahydrat, ZrOCl₂.8H₂O, brukes som beis ved farging av animalske og vegetabilske fibre, som garvestoff ved fremstilling av hvitt lær og i kjemisk syntese til å lage vannavstøtende stoffer for tekstiler, svettehemmende stoffer, smøremidler, katalysatorer samt andre zirkoniumforbindelser. Det brukes også som fellingsmiddel for organiske kolloider som pektiner, natriumalginat, gummi arabicum, til surgjøring av oljefelter og som reagens på fluor.

Aluminium-zirkonium-hydroksydklorid, typisk formel Al_3,6Zr(OH)_11,6Cl_3,2.XH₂O, brukes i kosmetikken, i badesalt og som aktiv ingrediens i svettehemmende midler. Løses ikke i vann og tas ikke opp gjennom huden.

Hafniumoksyklorid-oktahydrat, HfOCl₂.8H₂O, brukes i reaktorteknikken.

Hafnocendiklorid eller bis-syklopentadienylhafniumdiklorid, (C₅H₅)₂HfCl₂, brukes som katalysator ved polymerisering av umettede karbonforbindelser.

Vanadiumtriklorid, VCl₃, brukes som katalysator for polymerisering av lineære lette polyetylener.

Vanadiumtetraklorid, VCl₄, brukes som polymeriseringskatalysator ved produksjon av etylen-propylengummi og forbedringsmidler for harpikser.

Vanadiumoksytriklorid, VOCl₃, brukes som polymeriseringskatalysator ved produksjon av etylen-propylengummi og sammen med titanklorid ved produksjon av polyetylen.

Tantalpentaklorid, TaCl₅, kan hvis det løses i hydrogenperoksyd og løsningen brukes til å behandle et implantat eller en knokkelprotese i titan danne et lag av hydroksylapatitt på titanet som gir bedre sammengroing med naturlig beinsubstans enn ellers.

Kromtriklorid, CrCl₃, brukes som beis ved farging av bomullstøyer og ved silketrykk, til forkromming, som katalysator i kjemiindustrien, i kosttilskudd for mikronæringsstoffer og som middel mot litt av hvert i helsekosten. Må brukes med noen forsiktighet p.g.a. mistanke om at det kan gi DNA-skader og fosterskader. Heksahydratet brukes til metallbelegging.

Kromhydroksyklorid, CrCl₂OH(?), brukes i metallbehandling og som ingrediens i midler for vanntesting.

Kromylklorid, CrO₂Cl₂, brukes som katalysator ved polymerisering av olefiner.

Kaliummonoklorokromat(VI), KCrO₃Cl, eller Péligots salt, brukes som kontrastforsterker i fotografien. Kreftfare er påvist og stoffet må behandles med forsiktighet. Det kan også gi sårdannelser på huden og fremkalle allergi.

Pyridiniummonoklorokromat(VI), C₅H₆NCrO₃Cl, eller PCC, brukes til å oksydere primære og sekundære alkoholer til aldehyder og ketoner i vannfritt miljø uten at reaksjonen går videre til syrer. Brukes også i urinprøver til å ødelegge rester av forbudte stoffer. (PCC kalles også 'Urine Luck' i miljøet.)

Molybdenklorid, vel helst MoCl₂, brukes i kosttilskudd og gjødningstilskudd for mikronæringsstoffer.

Molybdenpentaklorid, MoCl₅, brukes som katalysator i organisk syntese og polymerkjemi.

Kompliserte molybdenklorider med metall-metallbindinger som Mo₆Cl₁₂ brukes i oksygensensorer fordi de ved påvirkning av ultrafiolette stråler sender ut lys med en styrke som er avhengig av oksygenkonsentrasjonen.

Wolframheksaklorid, WCl₆, brukes som polymeriseringskatalysator for kunstharpikser.

Mangandiklorid, MnCl₂, brukes som desinfeksjonsmiddel, fargestoff, tørkemiddel for linolje, maling og lakk, rensing av naturgass, som ingrediens i elektriske batterier, sammen med jernpreparater ved behandling av blodmangel, i kosttilskudd, som kontrastmiddel ved MR-undersøkelse av lever og galleganger og som katalysator ved organiske reaksjoner.

Jern(II)klorid, FeCl₂, er i utstrakt bruk til rensing av avfallsvann, hvor det fjerner hydrogensulfid og fosfat og også virker som katalysator ved spalting av hydrogenperoksyd til frie, reaktive hydroksylradikaler som bryter ned organiske forurensninger. Ved innblåsing av luft oksyderes jernet til treverdig, felles ut av vannløsning og tar med seg de giftige tungmetallionene. Ellers brukes det som reduksjonsmiddel ved felling av kobber fra akvarievann og som fargestoff og beis i fargerier. Har også vært brukt til å etse kretskort i elektronikken.

Jern(III)klorid, FeCl₃, brukes hovedsakelig som utfellingsmiddel for urenheter som f.eks. tungmetaller, fosfat, larveegg og mikroorganismer i vann, og som tørkemiddel for det uskilte slimet fra vannbehandlinsstasjoner. Jern(III)klorid brukes også til å etse metaller som kobber, nikkel, bly, aluminium, f.eks. for å lage kretskort i elektronikk og instrumenter, aluminiumsplater til bruk i kondansatorer samt klisjeer i reproduksjonsfaget og liknende (fotogravering). Etsingen skjer ved at jernet reduseres til toverdig og det tredje kloridionet angriper metallet. Denne reduksjonen skjer lett og kan gjøres med enkle midler, lys er mye brukt. Dessuten brukes det som en ingrediens i blekk og fargestoffer, i tonerløsninger i fotografien, som beis i fargerier, som desinfeksjonsmiddel, til farging i elektronmikroskopien (heksahydrat) og som katalysator ved organiske reaksjoner.

Rutheniumrødt, et komplisert rutheniumoksyklorid-ammoniakat, Ru₃O₂(NH₃)₁₄Cl₆.4H₂O, brukes til å påvise sure mykopolysakkarider i celleveggen ved elektronmikroskopi. I medisinen brukes det som kalsiumblokker med selsktiv interaksjon med calmodulin.

Tris-(1,10-fenantrolin)-rutheniumklorid brukes som oksygenindikator i noen kjemiske prosesser.

Koboltklorid, CoCl₂, brukes som fuktighetsindikator p.g.a. fargeforandringene når det tar opp og avgir krystallvann, for å varsle om et tørkemiddel er forbrukt og må regenereres. Nå underlagt restriksjoner fordi det virker kreftfremkallende ved inhalering. Brukes forøvrig til å lage usynlig blekk og annet spesialblekk, som smøremiddel, som funksjonell del av barometre og hygrometre, til galvanisk metallbelegging, som flussmiddel ved raffinering av magnesium, som beis i fargerier, til maling på glass og porselen, som fototeknisk kjemikalium, som kost- og gjødseltilskudd, som katalysator i kjemiteknikken og til absorpsjon av ammoniakk og stridsgasser i gassmasker og annet gassabsorpsjonsutstyr.

Heksammin-kobolttriklorid, CoCl₃.6NH₃, brukes i Kjeldahl-metoden for bestemmelse av nitrogen. Vei inn heksamminkobolttriklorid til fire desimaler, overfør det til oppslutningskolben, tilsett fortynnet saltsyre og indikator til samlekolben, tilsett fortynnet natriumhydroksyd til oppslutningsflasken, varm den opp, tilsett mer vann for å opprettholde væskenivået, titrer destillatet i samlekolben med standard alkali for å beregne nitrogeninnholdet. Oppslutningen kan eventuelt gjøres ved å varme opp med svovelsyre før den ovennevnte fremgangsmåten brukes.

Rhodiumtriklorid, RhCl₃, brukes som katalysator, bl.a. ved deutererings- og tritieringsreaksjoner.

Nikkelklorid, NiCl₂, brukes i forniklingsbad, spesielt for støpt sink, ved fremstilling av usynlig blekk, til absorpsjon av ammoniakk i gassmasker (vannfritt nikkelklorid), som elektrolyttsalt i visse bilbatterier.

Palladiumdiklorid, PdCl₂, brukes til påvisning av spor av karbonmonoksyd, lysgass o.l., som katalysator i Wacker-prosessen for oksydasjon av etylen til acetaldehyd, som katalysator i flere andre organiske prosesser, til å lage permanent blekk, til hårfarging, i papirproduksjon, i fotografien i den alternative platina-palladiumprosessen, som gir spesielt lagringsbestandige bilder med fine fargetoner, og i vanlig fotografi som toner.

Cesiumtetrakloropalladat, Cs₂PdCl₄, brukes i den alternative platina-palladiumprosessen i fotografien.

Platinatetraklorid, PtCl₄, brukes som katalysator i kjemisk industri.

Heksakloroplatinasyre, H₂PtCl₆, brukes som katalysator i kjemisk syntese, til metallbehandling og fabrikasjon av blekk.

Natriumheksakloroplatinat, Na₂PtCl₆, brukes til etsing av sink, i permanent blekk, til platinering av metall og speil og i medisinen samt i fotografien i den alternative platina-palladiumprosessen.

Kaliumheksakloroplatinat, K₂PtCl₆, brukes i fotografien i den alternative platina-palladiumprosessen, som gir spesielt lagringsbestandige bilder med fine fargetoner.

Cisplatin eller platina(II)diammindiklorid, [Pt(NH₃)₂]Cl₂, cellegift som brukes mot testikkel- og lungekreft og fremskreden eggstokkreft. Bindes til DNA og ødelegger for DNA-syntesen som er spesielt aktiv i kreftvev.

Kobber(I)klorid, CuCl, brukes som absorpsjonsmiddel for karbonmonoksyd i gassanalysen, som katalysator, i gassanalyse for karbonmonoksyd, til avnitrering av cellulose, som varme- og lysstabilisator for nylon, som kondensasjonsmiddel for såper, fett og olje, som avfargings- og avsvovlingsmiddel i oljeindustrien og generelt til å fjerne sulfidioner, samt som varme- og lysstabilisator for nylon.

Kobber(II)klorid, CuCl₂, brukes som katalysator ved raffinering av jordolje og andre organiske og uorganiske reaksjoner, i elektrolysebad til forkobring av aluminium og tonebad for jern og tinn, i våtprosessen for utvinning av kvikksølv fra malm og ved raffinering av kobber-, sølv- og gullmalm, i fotografien som fikseringsmiddel og desensitiviseringsmiddel, som beis ved farging og tøytrykk, som pigment i glass og keramikk, som oksydasjonsmiddel for anilinfargestoffer, som fargestoff, bl.a. i trykkfarge, glass og keramikk og spesielt for merkeblekk i vaskerier og annet spesialblekk, i fyrverkerisaker til å farge flammer grønne, som fikseringsmiddel og reagens i fotografien, som bestanddel av etsemidler for elektroniske kretser, som tilsetning til dyreför, som desinfeksjonsmiddel, luktfjerningsmiddel, avsvovlingsmiddel, rensemiddel og til impregnering og konservering av tre.

Sølvklorid, AgCl, har vært brukt i fototeknikken på grunn av evnen til å spaltes av lyset. Ganske tidlig oppdaget man at lysfølsomheten av visse sølvsalter kunne brukes til å avbilde noe som ble lagt oppå en plate med et slikt sølvsalt eller projisert på platen på en eller annen måte. Det kunne ta timer å få fram et bilde på den måten med sølvklorid, men med sølvbromid og sølvjodid, som er mer lysfølsomme, kan man få fram et bilde på noen titalls minutter. Hvis man fjernet motivet ble bildet etterhvert utvisket igjen fordi sølvsaltet fortsatte å spaltes av det lyset som falt på det. Men det viste seg at bildet kunne reddes hvis man vasket det med noe som fjernet det uspaltede sølvsaltet og lot det utfelte sølvet ligge urørt igjen, d.v.s. fikserte bildet. Snart oppdaget man også at det ikke var nødvendig å eksponere sølvsaltet helt til bildet ble synlig, ettersom det fantes kjemikalier som akselererte spaltingen og spaltet mer sølvsalt jo mer sølvsalt som var spaltet fra før, d.v.s. at de fremkalte bildet. Dette var en fordel, fordi nå kunne man fotografere ikke bare bygninger, stilleben og vindstille landskaper, men også personer som man stilte opp foran kameraet og ba om å holde seg i ro et par minutter. Lys av forskjellig bølgelengde har forskjellig energi og alle disse sølvsaltene er selvsagt mer følsomme for det energirike blå lyset enn det mer energisvake røde. Derfor ser røde felter svarte ut på gamle svart-hvitt-bilder, mens rent blå nesten blir helt hvite. Men fordelen var at man kunne stå i mørkerommet og jobbe med filmene i rødt lys uten at de ble ødelagt av lyset. Den første som drev med virkelig fotografering var franskmannen Daguerre med sine daguerrotypier som han demonstrerte med stor sensasjon fra 1839. Etterhvert ble det utviklet mer lysfølsomme plater og filmer, og snart kunne man fotografere mennesker i bevegelse også. Illusjon av bevegelse ble fra gammelt av gjort ved å vise fram en serie av tegninger i rask rekkefølge, og denne metoden ble snart tatt i bruk av fotografene. Med celluloidfilmen ble det mulig å lage lange strimler med øyeblikksbilder som kunne kombineres til dramatiske historier. Fototeknikken har fortsatt å utvikle seg, og i dag er man på vei bort fra sølvsaltene da flere og flere får digitale kameraer.

I dag brukes sølvklorid mer i spesielle optiske krystaller som er gjennomskinnelige for infrarødt lys og til overflatebehandling av metall. Sølv/sølvkloridelektroder brukes til pH-måling og som referanseelektrode ved måling og kontroll av det elektrokjemiske potensialet. Sølvklorid og en sølvionløsning kan brukes i redoksbaserte solceller.

Gull(III)klorid, AuCl₃, brukes som toner i fotografien og i saltsur løsning ved Wohlwill-prosessen for raffinering av gull.

Natriumtetrakloroaurat, NaAuCl₄, brukes til glassfarging, porselendekorering, til toning i fotografien og til farging i elektronmikroskopien på grunn av elektrontettheten. I homøopatien brukes det som middel mot svulster, sår og betennelse i livmoren.

Sinkklorid, ZnCl₂, virker desinfiserende og luktfjernende på betente og illeluktende sår og har vært brukt i medisinen i form av vaskevann, etsestifter, plaster o.l. til behandling av infiserte sår og byller. Brukes også ellers som luktfjernings-, desinfeksjons- og balsameringsmiddel, samt til impregnering, brannsikring og konservering av tre, som loddevann, i Leclanché-elementer og andre batterier, til oljeraffinering, i tekstilindustrien, til beising, bomullsluting og konservering i fargerier, til forsterking av papir, til metalletsing, i loddevann sammen med salmiakk, til å lage emulsjoner og kopipapir i fotografien, som vannavspaltende middel ved organiske synteser, som løsningsmiddel for cellulose, ved produksjon av organiske fargestoffer, aktive kull og vulkanfiber m.m.

Kadmiumklorid, CdCl₂, brukes til overflatebehandling av metaller og som fikseringsmiddel i fotografien.

Kvikksølv(I)klorid eller kalomel, Hg₂Cl₂, er ikke så giftig som sublimat fordi det er så lite løselig i vann og har derfor vært brukt i medisinen som avføringsmiddel, leverstimulerende middel, middel mot innvollsorm og som tannpulver for spedbarn. Kalomelelektroder inneholder kalomel, kvikksølvmetall og kaliumklorid i løsning og brukes en del i måleinstrumenter, f.eks. til pH-måling og som referanse ved bestemmelse av elektrodepotensialer. Ellers brukes det til porselensmaling, i grøntlysende fakler, tøytrykk, galvanoplastikk, som sopp- og insektmiddel.

Kvikksølv(II)klorid eller sublimat, HgCl₂, er meget giftig og har vært brukt som bakteriedrepende middel (f.eks. 'sublimatpastiller' til sårbehandling) og som middel til impregnering av tre (kyanisering), konservering av tre og anatomiske preparater, til etsing og bronsering av stål, som negativforsterker ved fotografering, og det har også vært brukt til blekkfabrikasjon og i hattemakeryrket.

Alembrotsalt, Hg₂(NH₄)₂Cl₄.H₂O, tidligere brukt som stimulerende middel, av alkymistene kalt 'visdommens salt' (sal sapientiae).

Kvikksølv(II)amidklorid, HgNH₂Cl, også kalt "hvitt kvikksølvpresipitat" har tidligere vært brukt i medisinen i salver mot øyen- og hudsykdommer og innvortes mot innvollsormer.

Natrium- eller kaliumtetrakloromerkurat(II), K₂HgCl₄, brukes som reagens ved analyse av visse stoffer som svoveldioksyd og formaldehyd.

Bortriklorid, borklorid, BCl₃, brukes i raffinering av aluminium-, jern-, sink- og kobberlegeringer ved å fjerne nitrider, karbider og oksyder fra det smeltede metallet. Kan brukes i loddevæske for aluminium, jern, sink, wolfram og monelmetall. Brukes som borkilde i rakettbrensel og andre energirike brensel for å øke brennverdien. Det brukes også som katalysator og som utgangspunkt for fremstilling av borforbindelser. Ved å tilsette bortriklorid til benzen ved høy temperatur fås en uniform og holdbar karbonfilm på et keramisk underlag.

Aluminiumtriklorid, aluminiumklorid, AlCl₃, brukes i stor utstrekning til vannrensing og vannbehandling og i midler mot svetting og svettelukt og er også mye brukt i kjemisk syntese som katalysator i organisk-kjemisk industri, spesielt ved organiske synteser (Friedel-Crafts reaksjon, reformering av hydrokarboner, polymerisering av lette hydrokarboner), eller som kondensasjonsmiddel og halogenoverfører. Dessuten brukes det som flussmiddel ved aluminiumsmelting.

Polyaluminiumhydroksydklorider, [Al(OH)_xCl_y]_n, brukes også til vannbehandling og i midler mot svetting. Det finnes en viss skepsis til slike aluminiumsbaserte antipersipanter fordi aluminium tas opp gjennom huden og kan gi hjerneskader på lang sikt.

Polyaluminiumkloridhydroksyder med sulfat, [Al_m(OH)_xCl_y(SO₄)_z]_n, brukes også til vannrensing og vannbehandling.

Kloroaluminater brukes som elektrolytt ved elektroplettering av aluminium.

Dietylaluminiumklorid, (C₂H₅)₂AlCl, monoetylaluminumdiklorid, C₂H₅AlCl₂, og isobutylaluminiumdiklorid, (CH₃)₂CHCH₂AlCl₂, og triklortrietyldialuminium, (C₂H₅)₂AlCl.Cl₂AlC₂H₅, brukes som katalysator i Ziegler-Natta-polymerisering av vinyl-, olefin- og dienpolymerer og lineær oligomerisering og ringforming av umettede hydrokarboner, samt som alkyleringskatalysator.

Galliumklorid, GaCl₃, brukes i medisinen til å hemme veksten av kreftsvulster og i astrofysikken som detektormedium for nøytrinoer.

Litiumtetraklorogallat, LiGaCl₄, brukes som elektrolyttsalt i litiumbatterier.

Indiumtriklorid, InCl₃, brukes som fargemiddel i elektronmikroskopien.

Thallium(I)klorid, TlCl, har som de andre monohalogenidene av thallium lav absorpsjon i infrarødt og blir derfor brukt i infrarødoptikk. Krystaller av thalliumklorid brukes også til kalibrering av elektronmikroskop for elektrondiffraksjonsstudier.

Kloroform, CHCl₃, er brukt som bedøvelsesmiddel fra 1847. Metoden er forlatt i medisinen fordi den er ustabil og gir giftige nedbrytningsprodukter og har mindre avstand mellom virksom og giftig dose enn f.eks. eter, men brukes fortsatt av insektsamlere og enkelte kriminalforfattere. I teknikken brukes den fortsatt som løsnings- og ekstraksjonsmiddel, særlig for harpikser og oljer, samt som utgangsstoff for mange kjemiske synteser. Den er giftig og hvis man puster i luft med mer enn 900 ppm kloroform i kort tid kan det føre til svimmelhet, tretthet og hodepine. Langtidsinntak kan gi skader på lever og nyrer. Større mengder på huden kan gi sår. Brytes ned langsomt i naturen og kan holde seg lenge i grunnvann. Samles ikke opp i fettvev i levende organismer.

Diklormetan eller metylenklorid, CH₂Cl₂, brukes som ekstraksjons- og løsningsmiddel, spesielt i maling- og lakkfjernere, samt i insektmidler og ved produksjon av plast, fotografisk film, kosmetikk, matvarer og legemidler, ved metallrensing og til oppblåsing av skumgummi. Må ikke brukes innendørs uten meget god lufting på grunn av stor helserisiko. På grunn av den lave fordampingsvarmen brukes det også i leketøy som baserer seg på fordampings- og kondensasjonsprosesser, f.eks. "love tester", "drikkende fugl", men i dag erstattes det oftere med andre kjemikalier. Symptomer på forgiftning er ustøhet, svimmelhet, prikking og nummenhet i fingrene og tærne. Virker irriterende på huden og kan gi forbrenninger. Mulig kreftrisiko.

Klorbrommetan, CH₂ClBr, brukes som løsningsmiddel ved kjemiske reaksjoner, flytemiddel og i brannslukkere.

Metylklorid, CH₃Cl, brukes som metyleringsmiddel og ekstraksjonsmiddel i kjemisk industri og som kjølemiddel i kjølesystemer, som tilsetning til vannbasert maling for å gjøre den seigere og til tørrveggsement for å gjøre den tykkere og mer klebende. Giftig og kan føre til lever- og nyreskade og virke inn på hjertefrekvensen og blodtrykket. Høye konsentrasjoner påvirker nervesystemet og gir symptomer som ustø gange, uklart syn, dobbeltsyn, svimmelhet, tretthet, personlighetsforandringer, forvirring, skjeving, kvalme og oppkast, som kan vedvare i måneder eller år. Store doser kan gi kramper og koma.

Karbontetraklorid, CCl₄, også kalt tetraklormetan, bensinoform eller "tetra" er et mye brukt ikke-brennbart løsnings- og ekstraksjonsmiddel for lakk, voks, harpiks, fett, olje, gummi, organiske forbindelser og gummilim. Har vært mye brukt også som løsningsmiddel i renserier, til ekstrasjon av propangass og aromatiske forbindelser, til skadedyrbekjempelse i landbruket, rensing av metaller og som ingrediens i organisk syntese. Giftig og kan skade lever, nyrer og nervesystem. Derfor er det ikke lenger tillatt brukt i kjølevæske, spraybokser, som insektmiddel, rensemiddel, i flekkfjernere og brannslukkere, hvor det var mye brukt før.

Klorpikrin eller triklornitrometan, CCl₃NO₂, brukes til å sterilisere jord, utrydder all plantevekst, sopp, bakterier, insekter og andre organismer som lever i jorda. Også til impregnering av trestolper. Ekstremt giftig og nedbrytes til giftig fosgen og nitrosylklorid i lyset.

Vinylklorid eller monokloretylen, CH₂:CHCl, brukes bare til å lage polyvinylklorid. Det er nokså giftig og arbeidere som har vært i befatning med stoffet over lengre tid har fått skader på nerve- og immunsystemet, samt karakteristiske sirkulasjonsproblemer i hendene. Fingertuppene blir hvite og gjør vondt i kaldt vær. Beinsubstansen i fingertuppene kan bli nedbrutt. Høy risiko for leverkreft. Dyreforsøk har vist betydelig risiko for fosterskader og dødfødsel.

1,1-dikloretylen, CH₂:CCl₂, brukes til å lage visse polymerer, f.eks. filmer for innpakking av mat, til å lage flammehemmende overtrekk på teppebunner og fiberprodukter og på stålrør, samt i limprodukter. Kan skade nervesystemet, leveren og lungene ved innånding i lengre tid.

1,2-dikloretylen, CHCl:CHCl, brukes til å lage løsningsmidler og i visse kjemikalieblandinger. Giftig i høy konsentrasjon, gir kvalme, søvnighet og slapphet. Dødelig i svært høy konsentrasjon.

Trikloretylen, CHCl=CCl₂, blant venner "tri", brukes mye som løsnings- og ekstraksjonsmiddel, f.eks. til metallrensing, metalltørking, tøy-, lær- og skinnrensing, samt som varmeoverføringsmedium i varmevekslere og liknende og finnes som ingrediens i lim, malingsfjernere, flekkfjernere og korreksjonslakk. Må brukes bare med tilstrekkelig luftig p.g.a. helserisiko. Selv små mengder i luft kan gi svimmelhet, lungeirritasjon, hodepine, koordinasjons- og konsentrasjonsproblemer. Større mengder kan gi svekket hjertefunksjon, bevisstløshet og død. Mindre mengder i lengre tid kan gi nyre- lever og nerveskader. Brytes ned nokså langsomt i naturen, men tas ikke opp i dyr og planter i særlig grad.

Tetrakloretylen, C₂Cl₄, eller perkloretylen (PCE), brukes til rensing av metaller for olje, fett og voks, rensing av tøy, det mest brukte rensemidlet i renserier fordi det ikke er brennbart og lett å fjerne, tekstilbehandling for å fjerne naturlige oljer, voks og smøremidler, også til lær og saueskinn, samt til å beskytte film ved kopifremkalling. Brukes også i stor utstrekning som ekstraksjonsmiddel i næringsmiddelindustrien. Giftig og må ikke brukes i lukkede rom, da det kan gi svimmelhet, hodepine, søvnighet, forvirring, kvalme, talevansker, ustø gange, bevisstløshet og død. Hudkontakt kan føre til hudirritasjoner. Kvinner som jobber i renserier har høyere forekomst av menstruasjonsproblemer og spontanaborter enn andre, men det er ikke kjent om det er PCE som er årsaken. PCE virker også berusende og misbrukes av enkelte. Dyreforsøk har påvist en viss kreftrisiko. Det lagres i fettvev og skilles ut forholdsvis sakte.

Kloretan eller etylklorid, C₂H₅Cl, brukes som løsningsmiddel og kjølemiddel og til produksjon av cellulose, fargestoffer, medikamenter og andre produkter samt som lokalbedøvende middel ved piercing og medisinsk biopsi og ved idrettsskader. Før mye brukt i blybensin, men dette er på vei ut. Det er giftig og må brukes med forsiktighet. Symptomer kan være omtåkethet, koordinasjonssvikt og bevisstløshet, magekramper, kvalme, oppkast og øyeirritasjon. Kan gi frostskader hvis det brukes for mye på huden.

1,2-dikloretan, CH₂ClCH₂Cl, brukes til å løse opp fett, lim og skitt, til skadedyrkontroll og til å fjerne bly fra blybensin. Mye brukt råstoff i organisk syntese, først og fremst til produksjon av vinylklorid. Tidligere vanlig i rensevæsker og malingfjernere for alment bruk, men dette er sjeldnere i dag på grunn av giftigheten. Kan skade sentralnervesystemet, hjertet, leveren, nyrene og lungene ved innånding eller annet inntak, også gjennom huden. Brytes langsomt ned i naturen og kan holde seg i årevis i grunnvann. I jord kan det brytes ned på noen måneder hvis også metan er til stede.

1,1-dikloretan, CH₃CHCl₂, brukes til å rense vekk fett og til å løse opp slike substanser som maling, lakk og appretur. Tidligere brukt i kirurgisk anestesi, men oppgitt fordi det førte til forstyrrelser i hjerterytmen.

1,1,1-trikloretan, CH₃CCl₃, brukes også som ekstraksjons- og løsningsmiddel og finnes i mange produkter som lim, maling, industrielle fettfjernere og spraybokser. Brukes bare med god lufting siden det er giftig og gir symptomer som svimmelhet og balanseproblemer, i høy konsentrasjon bevisstløshet, lavt blodtrykk og urytmisk hjertefunksjon. Forbudt de fleste steder siden midt på 90-tallet fordi det kan bryte ned osonlaget.

1,1,2-trikloretan, CH₂ClCHCl₂, brukes som løsningsmiddel. Det virker irriterende på huden og dyreforsøk har vist at det kan skade magesekken, blodet, leveren, nyrene og nervesystemet. Det brytes ned nokså langsomt i naturen.

1,1,2,2-tetrakloretan, CHCl₂CHCl₂, har vært brukt som løsningsmiddel, som middel til å rense og avfette metall og som ingrediens i maling og insektmidler. Giftig og kan gi symptomer som tretthet, oppkast, svimmelhet og mulig bevisstløshet hvis det brukes i et lukket rom, men de går over med en gang hvis man kommer ut i frisk luft. Hvis man puster, inntar eller berører 1,1,2,2-tetrakloretan i lengre tid kan det oppstå leverskader, magesmerter og svimmelhet. Det er en svak mulighet for at stoffet kan være kreftfremkallende. Det brytes ned i naturen, men forholdsvis langsomt.

Heksakloretan, C₂Cl₆, brukes i røykbomber og liknende, samt til å fjerne luftbobler i smeltet aluminium, og som ingrediens i visse insekt- og soppmidler, smøremidler og plaststoffer. Dyreforsøk har vist en viss kreftrisiko. Derimot er stoffet muligens ikke farlig for mennesker.

2-kloretanol eller etylenklorhydrin, ClC₂H₄OH, brukes som løsningsmiddel for celluloseharpikser og voks, rensemiddel, som ekstraksjonsmiddel for separasjon av butadien fra hydrokarbonblandinger, til å rense mineralolje for voks og sykloalkaner og for raffinering av harpiks. Brukes ellers til produksjon av fargestoffintermediater, legemidler, landbrukskjemikalier, skadedymidler, myknere m.m. og generelt som hydroksyetyleringsmiddel i kjemisk syntese.

Acetylklorid, CH₃COCl, er mye brukt som acetyleringsmiddel i kjemisk syntese, samt ved produksjon av fargestoffer, til å bestemme vann i organiske væsker og til å analysere kolesterol.

Monokloreddiksyre, CH₂ClCOOH, brukes i insektmidler og som råstoff i en rekke synteser.

1,2-diklorpropan, CH₂ClCHClCH₃, har vært brukt til desinfeksjon av jord og som løsningsmiddel i industrien og kan finnes i forskjellige gamle produkter som lakk, malingfjernere og møbelpolishfjernere. Kan skade leveren, nyrene, blodet og lungene og påvirke hjernen hvis det inntas i større mengder.

1,2,3-triklorpropan, også kalt triklorhydrin, CH₂ClCHClCH₂Cl, brukes som løsningsmiddel i industrien og som maling- og lakkfjerner og rense- og avfettingsmiddel. Brukes med god lufting siden det kan irritere halsen og øynene.

1,3-diklorpropylen, CH₂ClCH:CHCl, brukes i landbruket til å drepe ormer (nematoder) som spiser røttene på plantene. Må behandles med noen forsiktighet, da det virker irriterende på slimhinnene og huden i høy konsentrasjon.

Epiklorhydrin eller 1-klor-2,3-epoksypropan, CH₂(O)CHCH₂Cl, brueks til å lage epoksyharpikser og syntetisk glyserol samt epiklorhydrinelastomerer, polyamid-epiklorhydrinharpikser, vannbehandlingskjemikalier og en rekke glysidylderivater.

Butylklorid, n-butylklorid, C₄H₉Cl, brukes som løsningsmiddel, som middel mot innvollsorm i veterinærmedisinen og som alkyleringsmiddel og utgangspunkt for organometalliske forbindelser i kjemisk syntese.

Heksaklorbutadien eller perklorbutadien, CCl₂:CClCCl:CCl₂, brukes som løsningsmiddel, smøremiddel, varmetransportvæske, hydraulisk væske og som spinnkammervæske i gyroskoper. Dyreforsøk tyder på at det kan gi skader på lever og nyrer og medføre en viss kreftrisiko. Brytes ned forholdsvis raskt i naturen, men kan samle seg opp i fisk og skalldyr.

Klorerte parafiner brukes, gjerne i blanding, som myknere for PVC, tetningmidler og klebemidler, myknere og fyllstoffer i malingharpkser, brannhemmer i polymerer, til lærbehandling, som tilsetning til metallarbeidsoljer for svært høyt trykk og som bærer for dispersjon av pigmenter, stabilisatorer og uorganiske brannhemmere.

Diklordifluormetan, CCl₂F₂, er det mest brukte av klorfluorkarbonene (KFK), som kan være avledet enten av metan eller andre enkle hydrokarboner og også kalles freoner eller freon-gasser med et fellesnavn. De har vært uhyre utbredt som kuldemedium i kjøleskap, kunstisbaner o.l., samt som drivmiddel for aerosolbokser og som løsnings- og ekstraksjonsmidler fordi de er stabile, ikke-korroderende, ikke brennbare og ugiftige, men på grunn av stabiliteten vil de spre seg til de øvre atmosfærelagene hvor de utsettes for fotokjemiske reaksjoner som danner reaktive frie kloratomer og radikaler som er en fare for osonlaget selv i meget lav konsentrasjon. Som erstatning for klorfluorkarboner brukes i dag en del hydrofluorkarboner (HFK), som også er brannsikre og gode kjølemidler og ikke inneholder klor som frigjøres i osonlaget.

Hydroklorfluorkarboner (HKFK), hvor ikke alle hydrogenatomene er erstattet med halogen, kan være nesten like reaksjonstrege og brannsikre som klorfluorkarbonene, og har små forskjeller i egenskapene som gjør dem brukbare til forskjellige formål, f.eks. klordiflurmetan, CHClF₂, 1-fluor-1,1-dikloretan, CCl₂FCH₃, og 1,1-diklor-2,2,2-trifluoretan, CHCl₂CF₃. Bruksområdene er de samme som for klorfluorkarbonene, men mye går også med til oppblåsing av skumplast. Også disse inneholder klor som kan bryte ned oson hvis de kommer opp i den øvre atmosfæren, men hydrogeninnholdet fører til at de for en stor del spaltes før de kommer så langt.

1,2-dibrom-3-klorpropan, CH₂BrCHBrCH₂Cl, ble brukt som insektmiddel i landbruket inntil 1980-tallet, men er nå forbudt fordi det påvirker reproduksjonsevnen hos menn, hvor det kan senke spermieproduksjonen, noen ganger spesielt av de hannlige spermiene, og til slutt fører til full, varig sterilitet. Andre symptomer er hodepine, kvalme, svimmelhet og slapphet.

Bis-(2-kloretyl)eter, (ClC₂H₄)₂O, brukes som løsningsmiddel og rensemiddel og som råstoff for visse insektmidler. Giftig og virker irriterende på hud og slimhinner.

Bis-(2-kloretyl)sulfid eller sennepsgass, (ClC₂H₄)₂S, brukes som stridsmiddel i krig. Gir brannsår og blemmer på huden og skader slimhinnene i luftveiene, ofte permanent. Høye konsentrasjoner er dødelig. Sennepsgass var en fryktet usynlig fiende under den første verdenskrigen og har siden vært forbudt i mellomfolkelige avtaler, men produsert i store mengder av alle ambisiøse nasjoner. I nyere tid brukt av Irak i konflikten med de kurdiske separatistene.

2-etylheksylkloroformiat (2-EHCF), CH₃CH₂CH₂CH₂CH(CH₂CH₃)CH₂OCOCl, brukes til å beskytte aminogrupper under spesielle kjemiske synteser, som f.eks. produksjon av kunstige peptider.

Lindan eller heksaklorsykloheksan, C₆H₆Cl₆, har vært brukt som insektmiddel i jordbruk og skogbruk og brukes fortsatt i salver mot skabb og lus. Brytes ned forholdsvis raskt i naturen, men kan samle seg opp i fettvev hos fisk. Kan skade leveren, nyrene, immunsystemet og reproduksjonssystemet. Opptas også gjennom huden fra lindansalve. En viss risiko for leverkreft er rapportert etter dyreforsøk.

Heksaklorsyklopentadien, C₅Cl₆, er et mye brukt industrikjemikalium som brukes til å lage insektmidler, flammehemmere, brannsikre harpikser, støtsikker plast, og forskjellige kjemikalier. Svært helsefarlig og må behandles med forsiktighet, men brytes ned raskt i naturen.

Klorbenzen, C₆H₅Cl, brukes til å rense vekk fett og olje og som løsningsmiddel i visse insektmiddelprodukter samt i kjemisk syntese.

1,2-diklorbenzen, ortodiklorbenzen eller o-DCB, C₆H₄Cl₂, brukes som løsningsmiddel og avfettingsmiddel, insektmiddel, luktfjerner i industrien, som konserveringsmiddel for tre, ingrediens i motorolje, smøremidler og maling, som varmeoverføringsmedium i ekstraktive destillasjonsprosesser, som løsningsmiddelbærer ved fremstilling av toluendiisocyanat, og som råstoff i en rekke organiske synteser, fargestoffer, landbrukskjemikalier, legemidler.

1,3-diklorbenzen, metadiklorbenzen eller m-DCB, C₆H₄Cl₂, brukes som løsningsmiddel og insektmiddel.

1,4-diklorbenzen, paradiklorbenzen, globol, paracid eller p-DCB, C₆H₄Cl₂, er et mye brukt middel mot møll (møllkuler), mugg- og skimmelsopp som også brukes til luktfjerning i offentlige toaletter og søppelkasser og som generelt insekt- og soppmiddel i landbruket og som råstoff for forskjellige kjemiske synteser. Overdreven bruk kan føre til svimmelhet, hodepine og leverskader. Svært høye doser i luft kan irritere øynene og neseslimhinnen. Lukter godt og smaker søtt, men fører til anemi og hudflekker hvis det spises.

Heksaklorbenzen, C₆Cl₆, ble tidligere brukt mot sopp på løkfrø og korn og til å lage fyrverkeri, ammunisjon og syntetisk gummi, men ble på 1960-tallet erstattet av andre produkter fordi det brytes ned svært sakte i naturen og kan samle seg opp i fettvevet hos mange dyr og skade leveren, skjoldbruskkjertelen, nervesystemet, nyrene, knoklene, blodet, immunsystemet og det indresekretoriske systemet.

2-klorpyridin, C₅H₄NCl, brukes som katalysator for faseoverganger i kjemiprosesser og som råmateriale for en rekke synteser.

Klorfenoler er fenol, C₆H₅OH, eller substituert fenol, som er klorert i en eller flere posisjoner. De brukes som insektmidler eller antiseptiske midler. De er ikke spesielt giftige for mennesker, men arbeidere som ble utsatt for slike insektmidler i lengre tid utviklet klorakne og milde leverskader. Dyreforsøk tyder på at en av dem, 2,4,6-triklorfenol, C₆H₂Cl₃OH, kan være kreftfremkallende.

Pentaklorfenol, C₆Cl₅OH, brukes til impregnering av tre i telefonstolper, jernbanesviller, gjerdestolper og liknende. Tidligere et av de mest brukte midlene mot skadedyr, men denne bruken er nå begrenset på grunn av betydelig helsefare og mulig kreftrisiko.

Kloranil eller 2,3,5,6-tetrakloro-1,4-benzokinon, C₆Cl₄(=O₂), brukes som soppmiddel, til vulkanisering av gummi og som oksydasjonsmiddel i organisk syntese, spesielt av fargestoffer.

Klortalonil, tetraklorisoftalsyrenitril eller 1,3-dicyano-2,4,5,6-tetraklorbenzen, C₆Cl₄(CN)₂, brukes som soppmiddel i landbruket.

Cyanurklorid eller 2,4,6-triklor-1,3,5-triazin, C₃N₃Cl₃, viktig råstoff i kjemisk syntese som brukes til produksjon av kunstgjødsel, fargestoffer, blekemidler, garvestoffer, tøymyknere, medikamenter, plastkondensater m.m.

Isoftaloyldiklorid, m-ftalsyrediklorid eller 1,3-benzendikarbonylklorid, C₆H₄(COCl)₂, tilsettes til polymerer og fiberstoffer for å gjøre dem mer motstandsdyktige mot brann, kjemikalier og vær og vind, samt som stabilisator for uretan-prepolymerer.

Metaklorfenyldietanolamin eller 3-klor-N,N-bis(2-hydroksyetyl)anilin, C₆H₄ClN(CH₂CH₂OH)₂, råprodukt for produksjon av visse typer kunstfiber og noen medikamenter.

3-klor-N,N-bis(2-acetoksyetyl)anilin, C₆H₄ClN(CH₂CH₂OOCCH₃)₂, brukes som beis for finfordelte fargestoffer ved farging av kunstfiber.

N⁴,N⁴-dietyl-2-metyl-1,4-benzendiamin-hydroklorid, (C₂H₅)₂NC₆H₃(CH₃)NH₃Cl, brukes som fargefremkaller i fotografien.

Fenakylklorid, fenylklormetylketon, alfakloracetofenon, 2-kloracetofenon eller 2-klor-1-fenyletanon (MACE), C₆H₅COCH₂Cl, brukes som bestanddel av tåregass.

Paraklorfenoksyeddiksyre eller 4-klorfenoksyeddiksyre, ClC₆H₄OCH₂COOH, brukes som plantevekstregulator i landbruket.

Diklon eller 2,3-diklor-1,4-naftalendion, C₁₀H₄Cl₂O₂, brukes som soppmiddel på løvverk og som algedrepende middel.

Klorofen, klorfen, ketolin H, santofen eller 2-benzyl-4-klorfenol, C₆H₅CH₂C₆H₃(Cl)OH, brukes som bakteriedrepende middel i desinfeksjonsmidler og sanitærprodukter som f.eks. såper, anioniske vaskemidler, kosmetika og aerosolsprayprodukter.

3,3'-diklorbenzidin, C₆HCl(NH₂)-C₆H₄Cl(NH₂), brukes, vanligvis som det mer stabile hydrokloridsaltet, som gult fargestoff for å farge trykksverte, tekstil, plast, emalje, maling, lær og gummi, til analytisk test på gull, til herding av polyuretanplast og som utgangspunkt for en rekke synteser, for det meste fargestoffer. Kan gi hudbetennelse ved kontakt over lengre tid. Dyreforsøk tyder på en viss kreftrisiko.

4,4'-metylenbis(2-kloranilin) eller MBOCA, CH₂(C₆H₃(Cl)NH₂)₂, brukes primært til å lage polyuretanplast, som brukes i en lang rekke kommersielle produkter. Mye tyder på at arbeidere som har med stoffet å gjøre i plastindustrien har en høyere risiko for å utvikle blærekreft enn andre.

N-acetoacetyl-5-klor-o-anisidin (AAMOC), CH₃COCH₃CONHC₆H₃Cl(OCH₃), brukes til fremstilling av organiske fargestoffer.

DDT eller diklordifenyltrikloretan, mer spesifikt 1,1-bis(4-klorfenyl)-2,2,2-trikloretan, (C₆H₄Cl)₂CHCCl₃, ble tatt i bruk på 1940-tallet som et svært effektivt insektmiddel. Den store fordelen var at molekylet var så kjemisk bestandig slik at det tok lang tid, flere år noen steder, før man måtte sprøyte pånytt. Millioner av menneskeliv ble reddet fra malaria og andre tropesykdommer. Problemet var at det også drepte fisk og at rovfugler som befant seg på toppen av næringspyramiden etterhvert bygde opp høye konsentrasjoner av stoffet. Da man også fant det i morsmelk og fant ut at det samlet seg opp i menneskelig fett uten å kunne skilles ut ble det forbudt de fleste steder. Hos mennesker påvirker det nervesystemet og leveren. Akutt forgiftning fører til irritabilitet og skjelve- og krampeanfall, men virkningen opphører når kroppen har lagret stoffet i fettvevet. Dyreforsøk har påvist nedsatt formeringsevene og leverkreft, men ingen økt kreftrisiko er påvist hos mennesker som har vært utsatt for DDT.

DDD eller 1,1-bis(4-klorfenyl)-2,2-dikloretan, (C₆H₄Cl)₂CHCHCl₂, ble også brukt som insektmiddel og er nå av samme grunn forbudt. Men det brukes nå som cellegift ved kreftbehandling.

2,2-bis(p-metoksyfenyl)-1,1,1-trikloretan eller metoksyklor, også kalt metoksy-DDT, (CH₃OC₆H₄)₂CHCCl₃, brukes i dag som insektmiddel i stedet for DDT. Det brytes ned nesten like langsomt i naturen, men i mennesker og andre virveldyr brytes det raskt ned til uskadelige stoffer. Men en viss fare for skader på reproduksjonssystemet er registrert.

Aldrin eller 1,2,3,4,10,10-heksaklor-1,4,4a,5,8,8a-heksahydro-1,4:5,8-dimetanonaftalen, C₁₂H₈Cl₆, er et annet insektmiddel som var populært fra omtrent 1950 til omtrent 1970. I kroppen brytes det ned til dieldrin eller 1,2,3,4,10,10-heksaklor-6,7-epoksy-1,4,4a,5,6,7,8,8a-oktahydro-1,4,5,8-dimetanonaftalen, som også er brukt som insektmiddel. Som DDT samler det seg opp i fettvevet i kroppen, utskilles svært sakte og kan skade nervesystemet. Symptomer er hodepine, svimmelhet, oppkast, irritabilitet og ukontrollerte muskelbevegelser. Større doser gir kramper og kan være dødelig. Brukes ennå mot termitter i noen u-land.

Endrin eller 1,2,3,4,10,10-heksaklor-6,7-epoksy-1,4,4a,5,6,7,8,8a-oktahydro-1,4-endo-endo-5,8-dimetanonafthalen, C₁₂H₈Cl₆O, har vært brukt som gift mot insekter, gnagere og fugler. Påvirker nervesystemet og gir symptomer som hodepine, svimmelhet, nervøsitet, forvirring, kvalme, oppkast og kramper og død i større doser. Brytes langsomt ned i naturen og kan samles opp i fettvevet i forskjellige organismer.

Heptaklor eller 1,4,5,6,7,8,8-heptaklor-3a,4,7,7a-tetrahydro-4,7-metano-1H-inden, C₁₀H₅Cl₇, har vært brukt i utstrakt grad til å drepe insekter i hjem og anlegg og i landbruket, men er for det meste gått ut av bruk i dag fordi det brytes ned langsomt i naturen, samles opp i fettvevet hos forskjellige organismer og kan gi skader på nervesystemet.

Klordan eller 1,2,4,5,6,7,8,8-oktaklor-3a,4,7,7a-tetrahydro-4,7-metanoindan, C₁₀H₆Cl₈, var et annet populært insektmiddel fra 1948 til 1988, da det ble totalforbudt på grunn av skader på leveren og nervesystemet og fordøyelsen hos mennesker. Som DDT og aldrin samler det seg i fettvev hos mennesker og utskilles svært sakte. Det brytes også ned svært sakte i naturen og kan bli værende i jorda i 20 år. Symptomer kan være hodepine, irritabilitet, forvirring, svakhet, synsproblemer, oppkast, magekramper, diaré og gulsott.

Kepon eller klordekon eller 1,1a,3,3a,4,5,5,5a,5b,6-dekakloroktahydro-1,3,4-meteno-2H-syklobuta[c,d]pentalen-2-one, C₁₀Cl₁₀O, og mirex, dekloran, perklorpentasyklodekan eller 1,1a,2,2,3,3a,4,5,5,5a,5b,6-dodekaklor-oktahydro-1,3,4-meteno-1H-syklobuta[cd]pentalen, C₁₀Cl₁₂, ble brukt som insektmidler inntil sent på 1970-tallet og kepon ble også brukt som flammehemmer i plast, gummi, maling, papir og elektrovarer. Kan skade hud, lever, nervesystem og reproduksjonssystemet og er nå forbudt. Brytes ned svært sakte i naturen og kan bli værende i jord i flere tiår.

2,2-diklorvinyl-O,O-dimetylfosfat eller diklorvinfos etc., CCl₂:CH(CH₃)₂PO₄, brukes mot insekter i matlagre, drivhus, låver og mot insekter og parasitter på husdyr. Giftig også for mennesker i store doser og kan innvirke på nervesystemet med symptomer som kvalme, oppkast, uro, svetting og skjelving. Dødelig i svært store doser. Dyreforsøk har vist en forhøyet risiko for kreft. Brytes ned raskt i miljøet.

Klorfenvinfos eller 2-klor-1-(2,4-diklorfenyl)vinylfosforsyre-dietylester, (C₂H₅)₂PO₄C(:CHCl)C₆H₃Cl₂, insektmiddel som var mye brukt inntil 1990-tallet da det ble forbudt på grunn av skader på nervesystemet hos mennesker. Symptomer kan være hodepine, svimmelhet, forvirring, rennende nese og uklart syn. Samler seg ikke opp i fettvev på samme måte som de ovennevnte insektmidlene, men løses i vann og kan forurense grunnvann og andre vannkilder.

Clorpyrifos eller O,O-dietyl-O-3,5,6-triklor-2-pyridyl-fosforotioat, (C₂H₅O)₂(C₅NHCl₃O)PS, insektgift som finnes i insektmidler for bruk både i hjemmene og i landbruket og også brukes i luse- og flåttkraver for husdyr. Brytes ned raskt i naturen, men kan inntas av mennesker som kommer i kontakt med steder som nylig er behandlet med stoffet og påvirke nervesystemet med symptomer som hodepine, uklart syn, økt utskilling av tårevæske, spytt og neseslim, svimmelhet, forvirring, muskelsvekkelse, skjelving, kvalme, diaré og brå skiftninger i hjertefrekvensen. Større doser kan gi sterke svettetokter, ukontrollert avføring, sterk muskelskjelving, kramper, bevisstløshet, koma og død.

1,5,5a,6,9,9a-heksahydro-3-okso-6,7,8,9,10,10-hexaklor-6,9-metano-2,4,3-benzodioksatiepin eller tiosulfan, endosulfan etc., C₉H₆Cl₆O₃S, brukes som insektmiddel i jordbruket og til konservering av tre. Store mengder av det er giiftig for mennesker også og påvirker nervesystemet med symptomer som hyperaktivitet, svimmelhet, kvalme, hodepine og kramper. Dødelig i svært store doser. Brytes ned etter noen uker på plantene, men kan holde seg i flere år i jorda. Samler seg opp i kroppen til dyr som lever i vann med jordpartikler som er forurenset med tiosulfan.

Cypermetrin, cypermethrin eller cyano(3-fenoksyfenyl)metyl-3-(2,2-dikloroetenyl)-2,2-dimetylsyklopropankarboksylat, Cl₂C:CC₃H₂(CH₃)₂COOC(CN)C₆H₄OC₆H₅, brukes som insektmiddel i landbruket. Likner det naturlige insektmidlet pyretrum som kan utvinnes fra krysantemum i strukturen, men er mer stabilt og effektivt.

Diflubenzuron, difluron, dufacid etc., eller 1-(4-klorfenyl)-3-(2,6-difluorbenzoyl)urinstoff, C₆H₃F₂CONHCONHC₆H₄Cl, brukes som insektmiddel mot en rekke bladetende insekter i skogvesenet, hage- og fruktdyrking, kontroll av visse viktige skadedyr ved dyrking av bomull, soya, sitrus, te, grønnsaker og sopp, mot larver av fluer, mygg og gresshopper og mot parasitter på sau.

Imidakloprid, imidacloprid eller 1-(6-klor-3-pyridylmetyl)-N-nitroimidazolidin-2-ylidenamin, C₅H₃NClCH₂C₃N₂H₃=N-NO₂, insektmiddel som virker på sentralnervesystemet og blokkerer de postsynaptiske, nikotinerge acetylcholinreseptorene irreversibelt.

Ugressmidler som 2,4-diklorfenoksyeddiksyre (2,4-D), C₆H₃Cl₂OCH₂COOH, og 2,4,5-triklorfenoksyacetat (2,4,5-T eller 'agent orange'), C₆H₂Cl₃OCH₂COOH, har vært brukt i krigføring for å fjerne løvverk som fienden skjuler seg under. En bivirkning er at de nedbrytes til dioksiner, som kan være giftige for mennesker og andre dyr.

Alaklor eller 2-klor-2',6'-dietyl-N-metoksymetylacetanilid, ClCH₂CON(CH₂OCH₃)C₆H₃(C₂H₅)₂, brukes i ugressmidler.

Dioksiner som 2,3,7,8-tetraklordibenzo-p-dioksin (TCDD) er nedbrytningsprodukt av mange klorforbindelser som lenge gikk for å være svært farlige. Seveso-katastrofen i Italia 1976 med et stort utslipp av TCDD førte til at flere tusen fikk et utslett som kalles klorakne. Men ingen langtidsvirkninger er registrert og mye tyder på at advarslene mot dioksiner er overdrevet.

Klordibenzofuraner, spesielt 2,3,7,8-tetraklordibenzofuran, C₁₂H₄Cl₄O, er svært giftige og kan irritere huden og øynene, svekke immunsystemet og påvirke nervesystemet. De slippes ut i miljøet som biprodukter fra mange industriprosesser som klorbleking av papir og tremasse og produseres også ved avfallsbrenning og brenning av karbonholdig brensel, f.eks. i bilmotorer, parafinovner og kraftverk med fossilt brensel. De samler seg opp i kroppens fettvev og utskilles svært sakte. Berøring kan være like skadelig som inntak.

Polyklorerte bifenyler (PCB) med sammensetning fra C₆H₃Cl₂C₆H₃Cl₂ til C₆Cl₅C₆Cl₅ er kjemisk svært stabile stoffer som har vært brukt mye i dielektriske medier, bl.a. i utstrakt bruk i elektriske transformatorer og kondensatorer, isolasjonsmateriale, maling, lim, kjølemidler, smøremidler, hydraulikkoljer, fluorescerende lamper m.m. De er giftige stoffer som har ført til store forurensningsproblemer, ikke minst ved skroting og brenning av elektrisk/elektronisk utstyr. De er svært stabile og brytes meget langsomt ned i naturen. De kan være flyktige og fraktes langt av sted i lufta. Ved oppvarming kan de avgi giftige damper. De bindes sterkt til jordsmonnet, løses lite i vann, men bindes til partikler i og rundt vannet. De tas opp av fisk og andre dyr som lever i vann, som kan få konsentrasjoner opptil flere tusen ganger høyere enn i vannet, og overføres til andre som spiser disse dyrene. Det lagres opp i fettet og utskilles svært langsomt. De virker irriterende på huden med klorakne og utslett og det er registrert leverskader som kan være fatale for dyr som har fått i seg mye PCB. Mange av dem kan gi kreft i leveren eller gallegangene. Barn kan få skader på nervesystemet og immunsystemet, og nyfødte barn av mødre som var utsatt for større mengder PCB. Lav fødselsvekt er også registrert.

Klorkautsjuk fås ved å behandle en karbondisulfidløsning av oksydert eller vulkanisert naturkautsjuk eller syntetisk gummi med klor, slik at det binder 60-66 % klor. Det er kjemisk meget stabilt og ubrennbart og brukes spesielt til kjemikaliebestanding maling og lakk.

Polyvinylklorid (PVC) er et av de mest brukte plaststoffene, som kan støpes og formes i mange fasonger og kan varmes opp til det smelter uten å brenne, en universalplast med ufattelig holdbarhet og vanvittig mange bruksområder. Bl.a. er det et viktig konstruksjonsmateriale, som brukes til rør o.l. i kjemisk industri, fordi det motstår syrer og baser. Men alle mulige slags forbruksartikler av plast lages også av polyvinylklorid, og det er det vanligste materialet for plastemballasje, bl.a. i alle mulige slags plastposer. Men polyvinylklorid er giftig og nedbrytes uhyre sakte av naturlige nedbrytningsprosesser, og er derfor også et av de riktig store forurensningsproblemene.

Polydiklorisopren eller parlon, (C₄H₆Cl₂)_n, bruker som klordonor (virker fargeforsterkende) og bindemiddel i fyrverkeri og rakettbrensel.

Saran er fellesnavn for kopolymerer av 1,1-dikloretylen (vinylidenklorid) med en rekke forskjellige andre stoffer som metylakrylat (Saran MA 119, MA 123, MA 134, 313), vinylklorid (168, 510, 516, 525, 867, 2032), vinylidenklorid selv (506), metakrylnitril og metylmetakrylat (F-278) og akrylnitril (F-310) med forskjellige bruksområder som innpakking av matvarer (MA 119, MA 123, MA 134, 168, 313, 867, 2032), tekstiler og filterduker (510), plastbokser for oppbevaring av matvarer (516, 525), overtrekk på cellofan- og polyesterfilm (F 278) og bindemiddel for magnetbånd, lim, overtrekk for plastbokser (F 310).

"Kloramin", "Kloramin T" eller natrium-N-klor-paratoluensulfonamidat, CH₃C₆H₄SO₂NClNa, brukes som desinfeksjons- og blekemiddel og liknende.

Kloral, trikloracetaldehyd, CCl₃CHO, brukes, helst i hydratisert form, kloralhydrat, CCl₃C(OH)₂, som beroligende middel og middel mot søvnvansker, gjerne hos barn eller eldre. Virker dempende på sentralnervesystemet. Det eldste syntetiske beroligende midlet, oppdaget i 1832 og tatt i bruk i medisinen i 1869. I dag delvis erstattet av barbiturater. Kan virke vanedannende. Virkningen svekkes ved lang tids bruk. Misbruk forekommer. En blanding av kloralhydrat og alkohol er kjent som knockoutdråper eller 'Mickey Finn'. Små doser gir mild eufori, store doser kan være livsfarlig.

Halotan eller 1,1,1-trifluor-2-klor-2-brometan, CHClBrCF₃, var det mest brukte inhalerte totalbedøvelsesmidlet i flere tiår fra 1955, men har i dag mer konkurranse fra andre stoffer.

Enfluran eller difluormetyl-1,1,2-trifluor-2-kloretyleter, CHF₂OCF₂CHFCl, brukes som inhalert totalbedøvelsesmiddel. Behagelig, eterliknende lukt.

Isofluran eller difluormetyl-1-klor-2,2,2-trifluoretyleter, CHF₂OCHClCF₃, inhalert totalbedøvelsesmiddel som lukter mindre godt enn enfluran og svekker pustingen slik at den må følges opp, men gir mindre forstyrrende sukkerefleks.

Ketamin eller 1-okso-2-metylamino-2-ortoklorfenylsykloheksan, C₁₃H₁₆NOCl, hurtigvirkende bedøvelsesmiddel
som brukes til hel narkose ved kortvarige diagnostiske eller kirurgiske inngrep eller som innledning eller supplement til annen narkosebehandling.

Montelukast eller (1-(1-(2-(2-(7-klor)-kinolinyl-2:)etenyl)-fenyl-3-(2-(2-hydroksy)-isopropyl)-fenyl)-propyltiometyl)-syklopropyleddiksyre, C₃₅H₃₆NO₃SCl, brukes som tilleggsbehandling ved mild til moderat bronkialastma når andre midler ikke gir tilstrekkelig kontroll med sykdommen. Bindes til cysteinleukotrienreseptorer og hemmer dermed sammentrekningen av bronkiene og betennelsesreaksjoner.

Klemastin eller 1-metyl-2-(2-(p-klorfenylfenylmetylmetoksy)-etyl)-azolidin, C₂₁H₂₆NOCl, middel mot allergiske reaksjoner og klør som blokkerer histamin-H₁-reseptorene på effektorcellen, gjør veggene i kapillærårene tettere og stiller kløe.

Deksaklorfeniramin eller N,N-dimetyl-3-paraklorfenyl-3-(2-pyridyl)-propylamin, ClC₆H₄(C₅H₄N)CHCH₂CH₂N(CH₃)₂, allergi- og kløemiddel med samme virkemåte som klemastin.

Klorcyklizin eller 1-metyl-4-(fenyl-parafenyl)-metylpiperazin, ClC₆H₄(C₆H₅)CHC₄H₈N₂CH₃, middel som blokkerer histamin-H₁-reseptorer og tetter veggene i kapillærårene og brukes mot reisesyke, kvalme, vestiblære forstyrrelser som Menières sykdom og allergiske lidelser.

Klorfeniramin, klorfenamin eller N,N-dimetyl-3-(4-klorfenyl)-3-(2-pyridyl)-propylamin, ClC₆H₄(C₅H₄N)CHCH₂CH₂N(CH₃)₂, antihistamin som brukes i form av maleatet i medikamenter.

Meklozin eller 1-((2-metyl)-fenyl)-metyl-4-(fenyl-parafenyl)-metylpiperazin, ClC₆H₄(C₆H₅)CHC₄H₈N₂CH₂C₆H₄CH₃, antihistamin som brukes mot kvalme og brekninger ved reisesyke, brekning etter operasjoner, kvalme og oppkast i forbindelse med vertigo, Menières sykdom og røntgenbehandling.

Cetrizin eller (((fenyl-paraklorfenyl)-metyl)-1,4-piperazinylmetoksy)eddiksyre, ClC₆H₄(C₆H₅)CHC₄H₈N₂CH₂OCH₂COOH, antihistamin som brukes ved allergisk rhinitt og hudbesvær som utløses av histaminer.

Loratadin, claritin eller etyl-4-(8-klor-5,6-dihydro-11H-benzo[5,6]syklohepta[1,2-b]pyridin-11-yliden)-1-piperidinkarboksylat, C₂₂H₂₃N₂O₂Cl, antihistamin som brukes mot allergisk rhinitt og konjunktivitt og hudbesvær utløst av histaminer.

Metaklopramid eller N1-(N,N-dietyl-2-aminoetyl)-2-metoksy-4-amino-5-klorbenzamid, C₆H₂Cl(OCH₃)(NH₂)CONHCH₂CH₂N(C₂H₅)₂, antidopaminergisk medikament som brukes mot kvalme og oppkast og til å stimulere tarmbevegelsene, f.eks. ved statisk tarm eller for raskere gjennomgang av kontrastmidler.

Klorpromazin eller 2-klor-N,N-dimetyl-10-propanaminfentiazin, C₆H₄(-S-)-N(CH₂CH₂CH₂N(CH₃)₂)-C₆H₃Cl, var det første medikamentet som var virkelig effektivt mot sinnslidelser og innledet en ny æra da det ble innført i 1950 og lobotomi og tvangstrøyer ble mindre vanlig på galehusene. Det er fortsatt mye brukt mot schizofreni, psykoser, abstinenssymptomer hos alkoholikere og narkomane, mot kvalme, brekninger og langvarig hikke, ved sjokk og nedkjøling og til å dope ned urolige institusjonspasienter og kreftpasienter i siste stadium.

Perfenazin eller 10-(3-(4-(2-hydroksyetyl)-piperazinyl)-propyl)-2-klorfentiazin, C₆H₄(-S-)-N(CH₂CH₂CH₂C₄H₈N₂CH₂CH₂OH)C₆H₃Cl, sterkt nevroleptikum som brukes mot schizofreni, maniske, toksiske og senile psykoser, akutte urotilstander, abstinenssymptomer hos alkoholikere og narkomane, angst og spenningstilstander, kvalme og brekninger. Sterk spesifikk dempende og antipsykotisk virkning, svak sløvende og søvndyssende virkning. Kan brukes i lave doser.

Proklorperazin eller 10-(3-(4-metylpiperazinyl)-propyl)-2-klorfentiazin, C₆H₄(-S-)-N(CH₂CH₂CH₂C₄H₈N₂CH₃)C₆H₃Cl, sterkt nevroleptisk medikament som er beslektet med perfenazin og brukes mot schizofreni, psykonevrotisk angst og spenningstilstander, abstinenssymptomer hos alkoholikere og narkomane, kvalme, brekninger, svimmelhet og migrene.

Haloperidol eller 4-(4-hydroksy-4-paraklorfenylpiperidinyl)-parafluorbutyrofenon, C₂₁H₂₃NO₂FCl, sterkt nevroleptikum med sterk antipsykotisk og sterkt dempende effekt som brukes mot akutt og kronisk schizofreni og andre psykoser, spesielt paranoide former, psykomotorisk uro, spesielt maniske, aggressive og forvirrede pasienter, også ved delirium tremens. Også forvirring og negativisme hos eldre behandles og dessuten lettere psykiske problemer med drag av uro, agitasjon, negativisme, aggressivitet, angst, hypomani eller lettere paranoide vrangforestillinger. Brukes også mot tics, ansiktskramper og som generelt antiemetikum.

Sertindol eller 1-parafluorfenyl-3-(4-(2-(2-okso-1,3-diazolidinyl)-etyl)-4-piperidinyl)-5-klorindol, C₂₄H₂₆N₄OFCl, nevroleptisk medikament som er selektivt for det limbiske systemet i hjernen og brukes mot schizofreni unntatt ved akutte anfall hvor mer hurtigvirkende midler er nødvendig.

Klorprotiksen eller 2-klor-N,N-dimetyl-9-(3-aminopropyliden)-tioxanten, C₁₈H₁₈NS, nevroleptisk medikament som virker angstdempende, middels antipsykotisk og dempende effekt og sterk beroligende/søvndyssende effekt som brukes mot angst, uro og søvnforstyrrelser, alkoholisme og eufomani, akutte og kroniske psykoser og søvnforstyrrelser ved psykiatriske lidelser.

Zuklopentixol eller 2-klor-9-(3-(4-(2-hydroksyetyl)-piperazinyl)-propyliden)-tioxanten, C₂₂H₂₅N₂OS, nevroleptisk medikament som likner klorprotiksen i egenskapene og brukes mot akutt og kronisk schizofreni og andre psykoser, særlig med symptomer som hallusinasjoner, vrangforestillinger, tankeforstyrrelser, psykomotorisk uro og affekt, aggressivitet, fiendtlighet og mistenksomhet, mani eller forvirring og uro ved senil demens, uro og atferdsforstyrrelser ved oligofreni.

Klozapin eller dibenzo[b,e]-7-parametyl-1,4-piperazinyl-1,4-diazepin, C₁₈H₁₉N₄Cl, antipsykotisk middel som brukes mot kronisk schizofreni som motstår annen behandling.

Diazepam eller 1-metyl-2-okso-5-fenyl-7-klorbenzo[f]-1,4-diazepin, C₁₅H₁₃N₂OCl, angstdempende, spenningsløsende, beroligende/søvndyssende, krampeløsende og muskelavslappende middel som er i utstrakt bruk i en rekke kjente legemidler mot angst, uro, fobier, agitasjon, spenning, agitasjon, søvnvansker og nevroser og psykosomatiske tilstander preget av disse, depresjoner med angst og agitasjon, feberkramper, epilepsikramper, eklampsi, stivkrampe, kramper utløst av medikamenter eller gifter. Gis i forkant av diagnostiske og operative inngrep og brukes også ved lokalbedøvelse og under fødsler.

Oksazepam eller 2-okso-3-hydroksy-5-fenyl-7-klorbenzo[f]-1,4-diazepin, C₁₄H₁₁N₂O₂Cl, medikament med mer spesifikk angstdempende og mindre muskelavslappende effekt enn diazepam. Brukes ved nevroser og psykosomatiske lidelser preget av angst, uro og spenning og ved søvnvansker, delirium tremens og akutte abstinenssymptomer. Også i kombinasjonsbehandling mot angstdepresjoner og agitasjonsdepresjoner. Kan også brukes i forkant av operasjoner eller tannbehandling.

Alprazolam eller 8-klor-1-metyl-6-fenyl-4H-s-triazolo[4,3-a][1,4]benzodiazepin, C₁₇H₁₄N₄Cl, brukes ved panikksyndrom hvis annen behandling ikke fører fram eller vurderes uegnet av spesielle grunner.

Klonazepam eller 2-okso-5-ortoklorfenyl-7-nitrobenzo[f]-1,4-diazepin, C₁₅H₁₁N₃O₃Cl, medikament som brukes ved behandling av angstsymptomer.

Hydroksyzin eller 1-(fenyl-4-klorfenyl)-metyl-4-(2'-(2''-hydroksy)-etoksy)-etylpiperazin, C₆H₄Cl(C₆H₅)CHC₄H₈N₂CH₂CH₂OCH₂CH₂OH, brukes mot kløe og mot lettere nevroser og psykosomatiske tilstander preget av angst, uro, nervøsitet og spenning.

Midazolam eller 8-klor-6-(o-fluorfenyl)-1-metyl-4H-imidazo[1,5-a][1,4]benzodiazepin, C₁₈H₁₃N₃FCl, medikament med sterkt beroligende, søvndyssende og også muskelavslappende og krampeløsende virkning. Gis til operasjonspasienter i forkant av operasjonen og brukes ved innledning og vedlikehold av narkose. Neddoping ved diagnostiske inngrep og regional anestesi.

Zopiklon eller 1-hydroksy-2-(4-klor-2-pyridyl)-3-okso-1H-pyrrolo[3',4':2,3]pyrazin-1-parametylpiperazinkarboksylsyreester, C₁₇H₁₇N₆O₃Cl, sovemiddel som brukes ved forbigående og kortvarige søvnvansker og som støttebehandling ved kroniske søvnvansker. Virkningen setter inn raskt, kort innsovningstid, gir lang søvnvarighet og reduserer antall nattlige oppvåkninger.

Klometiazol eller 4-metyl-5-(2-kloretyl)-tiazol, C₆H₈NSCl, beroligende middel som brukes ved abstinenssymptomer ved alkoholisme, delirium tremens, søvnforstyrrelser hos eldre, spesielt i forbindelse med nattlig uro, agiterte forvirringstilstander kombinert med uro hos senile pasienter og ved status epilepticus.

Klomipramin, anafranil eller 3-klor-10,11-dihydro-N,N-dimetyl-5H-dibenz[b,f]azepine-5-propanamin, C₁₉H₂₃N₂Cl, middel mot depresjon som også forsøksvis kan brukes ved irritabel mave/tarm. Kraftigere histaminantagonistisk, beroligende og antiemetisk virkning enn imipramin. Virker ved å hindre opptak av noradrenalin og serotonin i sentralnerveterminalene.

Sertralin eller (1S-cis)-4-(3,4-diklorophenyl)-1,2,3,4-tetrahydro-N-metyl-1-nafthalenamin, C₁₇H₁₇NCl₂, middel mot depresjon, tvangslidelse og panikksyndrom med eller uten agorafobi.

Moklobemid eller N-parabenzyl-2-(4,1-oksazinyl)-etylamin, C₄H₈NO-CH₂CH₂NHCOC₆H₄Cl, middel mot depresjon som hever stemningsleiet og øker den psykomotoriske aktiviteten. Demper ulystfølelse, tretthet, initiativløshet og konsentrasjonsvansker innen en uke og søvnkvaliteten bedres etter noen dager.

Nefazodon eller 1-(3-(4-metaklorfenyl)-piperazinyl)-propyl-3-etyl-5-okso-4-fenoksyetyl-1,2,4-triazol, C₂₅H₃₂N₅O₂Cl, middel mot depresjon som ikke øker effekten av alkohol og ikke reduserer REM-søvnen.

Lamotrigin eller 3,5-diamino-6-(2,3-diklorfenyl)-1,2,4-triazin, C₆H₃ClC₃N₃(NH₂)₂, brukes ved partielle epilepsianfall hos pasienter over 12 år og i tillegg til andre medikamenter ved anfall hos yngre pasienter hvor de andre preparatene ikke gir tilfredsstillende virkning alene. Virker ved å hemme sykelig frigjøring av glutamat i kroppen.

Benserazidklorid, C₆H₂(OH)₃CH₂NHNHCOCH(NH₃Cl)CH₂OH, brukes sammen med levodopa ved Parkinsons sykdom og beslektede lidelser for å hindre bivirkninger fordi den hindrer at levodopa omdannes til nevrotransmitteren dopamin utenfor hjernen.

Baklofen eller 3-paraklorfenyl-4-aminosmørsyre, NH₂CH₂CH(C₆H₅Cl)CH₂COOH, muskelavslappende middel som brukes ved kramper i skjelettmuskulaturen på grunn av skade eller sykdom i ryggmargen. Virker som en hemmende neurotransmitter som reduserer ufrivillige impulser mellom cellene.

Amlodipin eller 3-etyl-5-metyl-2-(2-aminoetoksymetyl)-4-(2-klorfenyl)-1,4-dihydro-6-metyl-3,5-pyridindikarboksylat, C₂₀H₂₅O₅N₂Cl, forhandles gjerne bundet til benzensulfonsyre og brukes i medisinen som kalsiumantagonist, hemmer innstrømming av kalsiumioner i hjertemuskelceller og den glatte muskulaturen i blodårene. Utvider de perifere blodårene, senker blodtrykket og avlaster hjertets arbeid slik at oksygenbehovet reduseres og gir lindring ved angina pectoris.

Felodipin eller 3-etyl-5-metyl-2,6-dimetyl-4-(2,3-diklorfentyl)-1,4-dihydropyridin-3,5-dikarboksylat, C₁₈H₁₉O₄NCl, medikament med omtrent samme virkning som amlodipin.

Losartan eller 2-(2,3,4,5-tetrazolyl)-4'-((2-butyl-4-klor-5-hydroksymetyl-1,3-diazolyl)-metyl)-bifenyl, CHN₄-C₆H₄-C₆H₄-C₃N₂(C₄H₉)(CH₂OH)Cl, middel mot høyt blodtrykk som virker ved å binde seg til reseptorer for angiotensin II.

Diklofenak eller N-2,6-diklorfenyl-2-aminofenyleddiksyre, C₆H₃Cl₂NHC₆H₄CH₂COOH, legemiddel mot betennelser som også har smertestillende og febernedsettende effekt. Brukes mot akutte migreneanfall og primære menstruasjonssmerter, smerter etter operasjon eller ved stein i kanalene mellom nyrene og urinblæren, samt mot revmatisk leddbetennelse, leddforkalkninger og Bechterews sykdom. Brukes pre- og postoperativt ved f.eks. kataraktoperasjoner, smertefulle posttraumatiske tilstander i hornhinnen og conjnctiva, deriblant fotoelektrisk keratitt og snøblindhet, mot episkleritt, kronisk ikke infektiøs konjunktivitt, trabekloplastikk med argonlaser, hemming av reaktiv miode ved kataraktoperasjoner. Virker ved å hemme prostaglandinsyntesen. Reduserer menstruasjonsblødningen.

Klorkinaldol eller 2-metyl-5,7-diklor-8-hydroksykinolin, C₁₀H₇NOCl₂, medikament som virker hemmende på veksten av bakterier og sopp.

Klotrimazol eller difenyl-2-klorfenyl-(1,3-diazolyl)-metan, C(C₆H₅)₂(C₆H₄Cl)C₃H₃N₂, middel mot sopp ved soppinfeksjoner på hud og slimhinner som også virker på enkelte gram-positive bakterier. Dreper sopp ved å gjøre cellenes membransystemer mer gjennomtrengelige.

Mikonazol eller 1-(2,4-diklorfenyl)-metoksy-1-(2,4-diklorfenyl)-2-(1,3-diazolyl)-etan, C₆H₃Cl₂CH₂OCH(C₆H₃Cl₂)CH₂C₃H₃N₂, og ekonazol, 1-(4-klorfenyl)-metoksy-1-(2,4-diklorfenyl)-2-(1,3-diazolyl)-etan, C₆H₄ClCH₂OCH(C₆H₃Cl₂)CH₂C₃H₃N₂, soppmidler med omtrent samme virkning som klotrimazol.

Griseofulvin, 7-klor-4,6-dimetoksykumaran-3-on-2-spiro-1'-(2'-metoksy)-6'-metyl-2'-sykloheksen-4'-on, C₆HCl(OCH₃)₂(O)COC₆H₄:O(OCH₃)(CH₃), middel mot soppinfeksjon i hud, hår eller negler som inntas i maten, opptas i keratinproduserende celler og avleires i hudens keratinlag hvor det forhindrer videre soppinvasjon. Den infiserte keratinen avstøtes på normal måte og erstattes av den nye friske.

Ketokonazol eller 2-(2,4-diklorfenyl)-2-(1,3-imidazolylmetyl)-4-(4-((4-acetyl)-1,4-diazinyl)-fenoksymetyl)-1,3-dioksolan, C₂₆H₂₈N₄O₄Cl₂, inntas mot soppinfeksjon i hud, hår og negler hvis annen behandling ikke hjelper. Dreper eller hemmer sopp ved å hemme soppens biosyntese av ergosterol, som fører til defekter i soppens cellemembran.

Itrakonazol eller 2-(2,4-diklorfenyl)-2-(1,2,4-triazolylmetyl)-4-(((2-okso-3-isobutyl-1,3,4-triazolyl)-4-fenyl)
-1,4-diazolyl)-fenoksymetyl-1,3-dioksolan, C₃₅H₃₈N₉O₄Cl₂, soppmiddel som virker spesielt på gjærsopp og inntas mot candida i skjeden hvis lokal behandling ikke virker.

Klimbazol, climbazol, baypival, baysan eller 1-(4-klorfenoksy)-1-(imidazol-1-yl)-3,3-dimetylbutanon, ClC₆H₄OCH(C₄H₃N₂)COC(CH₃)₂, sopp- og bakteriedrepende middel som brukes i shampoo og vaskemidler mot flass og bakterievekst.

Klorheksidin, ClC₆H₄NHC(:NH)NHC(:NH)NH(CH₂)₆NHC(:NH)NHC(:NH)NHC₆H₄Cl, mye brukt antiseptisk middel med virkning på gram-positive og gram-negative bakterier og visse sopper. Brukes også i form av glukonat.

Kloramfenikol eller 1-(4-nitrofenyl)-2-amino-N-dikloracetyl-1,3-propandiol, CH₂OHCH(NHCOCHCl₂)CHOHC₆H₄NO₂, bakteriedrepende middel som er virksomt både mot gram-positive og gram-negative bakterier samt rickettsia og noen virus. Brukes systemisk eller i øye- og øredråper. I kombinasjon med antibiotika etter operasjoner og skader.

Kloksacillin eller 6-(2-(2-klorfenyl)-5-metyl-4-oksa-3-azol-1-karboksylsyreamido) -3,3-dimetyl-7-okso-4-tia-1-azabisyklo[3.2.0]heptan-2-karboksylsyre, C₁₉H₁₇N₃O₅SCl, halvsyntetisk penicillin som brukes mot infeksjon av penicillinasedannende stafylokokker. Dikloksacillin har samme sammensetning bortsett fra at fenylringen er substituert med klor både i 2- og 6-posisjonene. Den har de samme egenskapene og bruksområdene, med tas opp noe lettere, gir en høyere serumkonsentrasjon og skilles ut raskere.

Klorokin eller 4-(N,N-dietyl-1-metyl-4-aminobutylamino)-7-klorkinolin, C₁₈H₂₆N₃Cl, malariamiddel som også brukes forebyggende og dessuten ved amøbeinfeksjoner i fordøyelseskanalen og ved forskjellige betennelsestilstander som revmatisk leddbetennelse, lupus erythematosis og lysdermatoser. Klorokinfosfat er også mye brukt.

Hydroksyklorokin eller 4-(N-etyl-N-(2-hydroksyetyl)-1-metyl-4-aminobutylamino)-7-klorkinolin, C₁₈H₂₆N₃OCl, malariamiddel som også brukes forebyggende og dessuten ved forskjellige betennelsestilstander som revmatisk leddbetennelse, lupus erythematosis, Sjøgrens syndrom og lysdermatoser.

Proguanil eller N-(4-klorfenyl)-N'-(isopropyl)-imidodikarbonimiddiamid, ClC₆H₅NHC(:NH)NHC(:NH)NHCH(CH₃)₂, malariamiddel til forebygging og behandling av falciparium-malaria hvis plasmodiene reagerer på medisinen, og behandling av vivax-malaria.

Permetrin eller 3-(2,2-dikloroetenyl)-2,2-dimetylsyklopropankarboksylsyre-(3-fenoksyfenyl)metylester, C₂₁H₂₀O₃Cl₂, insektmiddel som brukes mot skabb, flatlus og hodelus.

Cyklofosfamid eller 1-(bis(2-kloretyl)amino)-1-okso-2-aza-5-oksadfosforidin, C₇H₁₅N₂O₂PCl₂, brukes som generell cellegift ved ikkelokaliserte kreftformer som levkemi og lymfekreft eller som lindrende behandling ved spredning eller til forebyggende behandling ved operativ fjerning av svulster. Brukes også til å svekke immunsystemet ved visse sykdomstilstander. Kan også brukes i spesielle tilfeller ved forskjellige andre sykdommer.

Klorambucil eller N,N-bis(2-kloretyl)-4-(3-karboksy)-propylanilin, (ClCH₂CH₂)₂NC₆H₄(CH₂)₃COOH, cellegift som brukes ved kronisk lymfatisk leukemi. Virker ved å binde sammen to guaninbaser i to forskjellige DNA-kjeder og dermed gripe inn i celleproduksjonen.

Melfalan eller N,N-bis(2-kloretyl)-4-(2-amino-2-karboksy)-etylanilin, (ClCH₂CH₂)₂NC₆H₄CH₂CH₂(NH₂)COOH, cellegift som brukes mot kreft i beinmarg eller eggstokker, virker mot normal celledeling og mitose i rasktvoksende vev.

Ifosfamid eller 1-(2-kloretyl)amino-1-okso-2-(2-kloretyl)-2-aza-5-oksafosforidin, C₇H₁₅N₂O₂PCl₂, cellegift som brukes mot hårdnakket testikkelkreft, ondartet lymfekreft og lungekreft.

Karmustin eller 1,3-bis(2-kloretyl)-1-nitrosourea, ClCH₂CH₂NHCON(NO)CH₂CH₂Cl, cellegift som brukes i blanding med andre cytostatika mot svulster i beinmarg og hjerne og ved spredning av føflekkreft samt som tilleggsbehandling ved Hodgkins sykdom (lymfegranulomatose).

Lomustin eller 1-(2-kloretyl)-1-nitroso-3-fenylurea, C₆H₅NHCON(NO)CH₂CH₂Cl, cellegift som brukes, ofte sammen med andre cytostatika mot hjernesvulster, visse typer lungekreft og ved spredning av føflekkreft samt mot Hodgkins sykdom hvis tradisjonell cellegiftbehandling ikke virker.

Cladibrin eller 1-klor-3-amino-7-(3-hydroksymetyl-4-hydroksy)-oksolanylpurin, C₁₀H₁₀N₅O₃Cl, cellegift som brukes ved hårcelleleukemi. Hemmer nukleinsyresyntesen og dreper lymfocytter og monocytter både i delings- og hvilefasen.

Estramustin eller østradiol-3-N,N-bis(2-kloretyl)karbaminsyreester, C₂₃H₂₈NO₃Cl₂, er en kombinert cellegift og hormon som brukes mot langtkommet prostatakreft hvor østrogenterapi er virkningsløs eller ikke virker lenger for pasienten.

Klomifen eller 1-klor-1,2-difenyl-2-(N,N-dietyl-4-etylamin-2-oksyfenyl)-etylen, C₂₆H₂₈NOCl, middel som fører til eggløsning ved å stimulere hypofysen, gis til kvinner som har problemer med å få barn på grunn av manglende eggløsning.

Cyproteron eller 1,2-metano-6-klor-17-hydroksy-4,6-pregnadien-3,20-dion, C₂₂H₂₇O₃Cl, antiandrogen som brukes til å dempe kjønnsdriften hos menn med antisosiale seksuelle avvik.

Mometason, 9,21-diklor-11,17-dihydroksy-16-metyl-1,4-pregnadien-3,20-dion, C₂₂H₂₈O₃Cl₂, kraftig kortikosteroid som brukes mot inflammasjon og kløe ved psoriasis, eksem og andre hudlidelser som reagerer på steroider.

Klobetasol, 9-fluor-11,17-dihydroksy-16-metyl-21-klor-1,4-pregnadien-3,20-dion, C₂₂H₂₈O₃FCl, ekstra kraftig kortikosteroid som brukes mot inflammasjon og kløe ved akutt fase av hårdnakket eksem og psoriasis.

Halcinonid, 9-fluor-11-hydroksy-16,17-(2,2-dimetyl-1,3-dioksirano)-21-klor-1,4-pregnadien-3,20-dion, C₂₄H₃₀O₄FCl, et annet ekstra kraftig kortikosteroid som brukes mot inflammasjon og kløe ved akutt fase av spesielt hårdnakket psoriasis, eksem/eksemliknende reaksjoner og andre lidelser i hud og slimhinner.

Silisiumtetraklorid, SiCl₄, ryker sterkt i fuktig luft og dampen har vært brukt til å lage kunstig tåke, bl.a. til militærformål, gjerne sammen med ammoniakk slik at det dannes en tett tåke av ammoniumklorid. Brukes også av glasskunstnere til å iridisere glass.

Germaniumtetraklorid, GeCl₄, brukes til produksjon av visse optiske fibre.

Tinn(II)klorid, SnCl₂, brukes i galvaniske fortinningsbad, som tinntoner i grafisk og fotografisk teknikk og til å lage "Cassius' gullpurpur", som brukes i glass- og porselenindustrien. Behandling med tinnklorid kan gjøres før forsølving av glass for å skaffe bedre feste for sølvet, og etterpå for å beskytte sølvet mot anløping. I fargeteknikken brukes det som beis og til å redusere indigo, og som redusjonsmiddel ved fremstilling av forskjellige fargestoffer. Dessuten brukes det til å fjerne blekkflekker og i gjenopplivingsmidler for gjør.

Tinntetraklorid, SnCl₄, brukes som katalysator ved klorering og kondensasjonsreaksjoner i den organiske kjemien og som utgangspunkt for syntese av organiske tinnforbindelser. Tidligere ble det brukt en del som beis i fargerier, tekstilforbedringsmiddel og betyngingsmiddel for silke. Tinn(IV)klorid (og monobutyltinnklorid) smeltet på overflaten av glass gir en matt, hvit overflate som er svært hard og kan være dekorativ med riktig behandling.

Tinn(IV)oksyklorid, SnOCl₂, brukes i røykgeneratorer til testing av luftstrømmene i ventilasjonssystemer og liknende.

Pinksalt eller ammoniumheksaklorostannat(IV), (NH₄)₂SnCl₆, brukes som beis i fargerier. Slik beising gjøres for å forbedre ektheten av fargingen, d.v.s. gjøre den mer holdbar. Beisen binder seg godt kjemisk til tøyfibrene og fargene binder seg godt til beisen, slik at man kan bruke farger som ikke bindes eller bindes dårlig til tøyet alene. Slik binding mellom beis og fargestoff modifiserer jo fargestoffet, slik at man også kan oppnå nye fargevirkninger, ett og samme fargestoff kan gjerne ha helt forskjellig farge med to forskjellige beiser.

Bly(II)klorid, blydiklorid, PbCl₂, brukes i katoder for vannaktiverte batterier.

Bly(II)oksydklorid, PbO.PbCl₂, brukes som fargestoff under navnet kasselgult.

Nitrogentriklorid, NCl₃, ble tidligere brukt som blekemiddel og anløpingsmiddel for mel, men ble forbudt i 1949 da det ble påvist alvorlige nevrologiske bivirkninger.

Kloraminer, monokloramin, NH₂Cl, og dikloramin, NHCl₂, (hvilken form som finnes i midlet er avhengig av pH) brukes en del som mer langtidsvirkende desinfeksjonsmiddel enn klor, spesielt for drikkevann, også for å unngå de problematiske biproduktene ved klordesinfeksjon, men det er uklart om ikke kloramin også gir skadelige biprodukter.

Fosforpentaklorid, PCl₅, brukes som katalysator for kondensasjons- og ringdannelsesreaksjoner i organisk kjemi og til å forbedre kornstrukturer i lettmetallstøping.

Dietoksytiofosforylklorid, (C₂H₅O)₂PSCl, brukes i midler mot skadeinsekter i landbruket.

Algarotpulver er antimonoksykloridet Sb₄O₅Cl₂, som tidligere ble brukt som brekkmiddel i medisinen.

Antimontriklorid, antimonsmør, SbCl₃, har vært brukt i medisinen som etsemiddel og til å beise tekstiler og metaller, f.eks. for å beskytte geværløp mot korrosjon. Antimonklorider brukes også til å lage brannsikre forbindelser, malinger, emalje, glass og keramikk. Ble tidligere tilsatt til falsk absint for at den skulle bli melkehvit ved tilsetning av vann slik som den ekte. Førte til mange forgiftningstilfeller.

Vismutklorid, BiCl₃, oftest i form av oksyklorid, BiOCl, brukes til å polere kunstige perler, som fargestoff og som tilsetning i leppestift, neglelakk og øyenskygge, for å gi dem en perleaktig glans.

Klordioksyd, ClO₂, brukes til desinfeksjon og luktfjerning i vann til all slags bruk, til desinfeksjon av kjøtt, til vasking av frukt og grønnsaker, til å fjerne ubehagelig lukt i fiskehaller og slakterier, i munnvann mot dårlig ånde, og til bleking av mel, fett, oljer, tekstiler, cellulose og papir, hvor det mer og mer erstatter klorblekingen, som kan gi skadelige organiske kloreringsprodkter. På grunn av ustabiliteten tillages det alltid på bruksstedet, gjerne med natriumkloritt eller -klorat som utgangspunkt.

Litiumhypokloritt, LiOCl, brukes som bleke- og desinfeksjonsmiddel og til kontroll av algevekst, spesielt i svømmebassenger. Det vanlige urene produktet har et klorinnhold på 35-40 vektprosent, mer enn de andre hypoklorittene, og løser seg også raskere, så selv om det er dyrere kan man velge litiumhypokloritt hvis høyere effektivitet er nødvendig, f.eks. ved "sjokkbehandling" ("superklorering") av vannet.

Natriumhypokloritt, NaOCl, er kjent i vannløsning fra 1780-tallet av under navnet Eau de Labarraque. Brukes til bleking av papir, såpe, kunstlær, bomull, lin, strå-, børste- og kurvvarer o.s.v., og som desinfeksjonsmiddel og luktfjerningsmiddel for badevann, drikkevann, avløpsvann, prosess- og kjølevann. Selges i store mengder i dagligvarehandelen under navnet Klorin. Andre bruksområder: middel mot muslinger i drikkevannsanlegg, Natrium- og kaliumhypokloritt har lenge blitt brukt som bleke- og desinfeksjonsmidler (Eau de Labarraque og Eau de Javel).

Kaliumhypokloritt, KOCl, vannløsningen også kalt eau de Javel eller "blekevann", har hatt stor anvendelse som bleke- og desinfeksjonsmiddel, men er nå for det meste fortrengt av andre produkter. Kan brukes til å fjerne flekker fra betongflater.

'Klorkalk', "CaOCl₂", har lenge vært brukt som oksydasjonsmiddel, blekemiddel, desinfeksjon og luktfjerning, spesielt til bleking av cellulose, papir og tekstil, og desinfeksjon av fjøs, stall, latriner o.l., sterilisering av drikkevann og badevann/svømmebasseng og som middel mot sennepsgass. Første gang fremstilt i industriell målestokk av C. Tennant i 1799. I dag for det meste erstattet av kalsiumhypokloritt, Ca(OCl)₂. "Klorbleking" av papir gir giftige avfallsprodukter og har blitt et viktig miljøspørsmål. Papir som markedsføres som miljøvennlig er gjerne ubleket eller bleket med hydrogenperoksyd eller liknende.

Kalsiumhypokloritt er et standard desinfeksjons- og rensemiddel i dag og brukes i svømmebasseng, badeanstalter og liknende til renhold og desinfeksjon og kontroll av algevekst, renhold av treflater og flater av rustfritt stål, betong, fliser etc., desinfeksjon av ikke-porøse fliser, glassflater, fiberglassflater etc., kontroll av sopp og mugg på asfalt- og treflater, desinfeksjon av drikkevannsystemer, offentlige og private, renhold av brønner, algekontroll i reservoarer for dialysemaskiner, rensing og desinfeksjon av kloakk- og avfallsvann, kontroll av slimdannelse, kontroll av mikroorganismer i kloakksystemer, avløpsvannsystemer, industrielle prosessvannsystemer, vannsystemer i landbruket, desinfeksjon av gulver, vegger og andre flater i låver, dyrebinger, staller, fjøs og andre anlegg som huser dyr eller fjærkre, desinfeksjon av fôre- og drikkeutstyr for husdyr, desinfeksjon av grimer, tau og andre typer utstyr som brukes til å kontrollere husdyr, desinfeksjon av greip, spader og skraper som brukes til å fjerne dyremøkk og lort, kontroll av sopp og mugg på låver, fjøs, staller, binger, krybber, trau o.l. av tre eller asfalt, institusjonskjøkkener og offentlige kjøkkener, rensing av slakterbenker av tre, ståldisker, betonggulv, flisvegger etc., rensing og desinfeksjon av vann, utstyr, flasker, lokaler og avfallsvann i drikkevareanlegg, rensing og desinfeksjon av utstyr, lokaler og avfallsvann i matproduksjonsanlegg, rensing av vanntanker, utstyr og kontroll av skadedyr i oppdrettsanlegg for fisk, kontoll av slimdannelse på skip, kontroll av sopp- og muggvekst på bygninger, bleking og rens av hvitvask, kontroll av mikroorganismer i kjøletårn og vannfordampingsanlegg, rensing og luktfjerning av kunstig sand til badestrender, rensing av klosetter.

Natriumkloritt, NaClO₂, brukes mye til bleking av papir, tekstiler, mel, talg m.m. og til desinfeksjon og luktfjerning og til dels bleking av vann, hermetisk frukt og andre mat- og drikkevarer og i kosmetikk samt hårfjerning på skinn.

Kalsiumkloritt, Ca(ClO₂)₂, brukes som oksyderende rensemiddel og til vannrensing i svømmebasseng og oppdrettsanlegg.

Klorater og perklorater brukes i fyrverkeri, i sprengstoffer og i satsen på fyrstikker. I fyrverkeri farger kaliumklorat flammen fiolett, strontiumklorat rød og bariumklorat grønn.

Litiumklorat, LiClO₃, brukes i fyrverkeri til å lage en purpurfarget flamme. Kan også brukes som absorpsjonsmiddel i varmepumper.

Natriumklorat, NaClO₃, brukes som blekemiddel for cellulose, som oksydasjonsmiddel ved farging av tøyer, til faste rakettdrivstoffer m.m. Som ugressmiddel er det nå erstattet av mindre skadelige stoffer. Brukes nå til bleking av tremasse og fjerning av lignin i stedet for klor på grunn av problemene med biprodukter som dioksiner ved klorbleking. Prosessen baserer seg på at det utvikles klordioksyd av natriumkloratet.

Kaliumklorat, KClO₃, også kalt ugressalt, brukes i store mengder i fyrstikker, i fyrverkeri, i knallhetter samt i s.k. kloratsprengstoffer sammen med brennbare organiske stoffer. Tennsatsen i fyrstikker består tradisjonelt av kaliumklorat og antimonsulfid pluss fyllstoffer og bindemidler. Tennsatsen på revolver- og geværpatroner har ofte vært laget av kaliumklorat, kvikksølvfulminat og antimonsulfid. Kloratsprengstoffer består av kaliumklorat blandet med kull, bek, sagflis, mineraloljer eller andre organiske stoffer. I fyrverkeri erstattes det mer og mer av perklorat på grunn av ustabiliteten. Til tross for at det er giftig og brukes i ugressmidler har kaliumkloratet også blitt brukt i munnvann og gurglevann, p.g.a. de oksyderende egenskapene. A/S Vadheim Elektrochemiske Fabriker i Sogn startet produksjon av kaliumklorat i 1914 ved elektrolyse av kaliumklorid med platinaanoder. Ombygd for natriumklorat av koksalt i 1934 med grafittanoder og stålkatoder.

Magnesiumklorat, Mg(ClO₃)₂, brukes som inntørkingsmiddel og løvfjerner for ugressplanter og planter som skal høstes inn uten løv og liknende, og som oksydasjonsmiddel i fyrverkeri.

Kalsiumklorat, Ca(ClO₃)₂, brukes i fyrverkerisaker, som ugrasmiddel, i fotografiske kjemikalier og som ingrediens i akvarienæringssalter.

Strontiumklorat, Sr(ClO₃)₂, brukes som kombinert rød fosfor og okydasjonsmiddel i faresignaler og nødbluss, fyrverkeri og sporlysammunisjon.

Bariumklorat, Ba(ClO₃)₂, gir grønn flamme og brukes på tilsvarende måte i fyrverkeriteknikken.

Jernklorat, Fe(ClO₃)₃, brukes til desinfeksjon av drikkevann. Har også vært brukt i en alternativ fotografisk prosess som baserer seg på platina i stedet for sølv.

Kobberklorat, Cu(ClO₃)₂, brukes til behandling av vann i vannsenger, for å hindre vekst av bakterier og alger. Obs. at vannet blir udrikkelig for mennesker også. Brukes også i fyrverkeri for å lage blå flammefarge.

Aluminiumklorat, Al(ClO₃)₃, brukes som desinfeksjonsmiddel, spesielt i deodoranter, og til fargekontroll i akrylharpikser.

Ammoniumperklorat, NH₄ClO₄, brukes som oksydasjonsmiddel bl.a. i rakettbrennstoff og i fyrverkerifakler. Er askefritt siden alle forbrenningsproduktene er gassformige.

Litiumperklorat, LiClO₄, brukes som elektrolyttsalt i litiumbatterier, som rakettbrensel og som katalysator i organisk syntese.

Natriumperklorat, NaClO₄.H₂O, brukes i sprengstoffblandinger og rakettbrennstoff.

Kaliumperklorat, KClO₄, brukes som kloratet i sprengstoff og rakettbrensel, som blir mindre ømfintlig for støt og gnidning enn kloratsprengstoffene. Brukes også i fyrverkeri, kinaputter, lyssignaler, oksydasjonsmiddel i kjemi og medisin.

Magnesiumperklorat, Mg(ClO₄)₂, brukes som høyeffektivt tørkemiddel og som ingrediens i batterier som brukes i stor høyde.

Strontiumperklorat, Sr(ClO₄)₂, brukes i rakettmotorteknikken til å kontrollere forbrenningsprosessen.

Vannfritt bariumperklorat, Ba(ClO₄)₂, brukes som tørkemiddel.

Løsninger av holmiumperklorat, Ho(ClO₄)₃, har skarpe, stabile absorsjonslinjer i hele det visuelle området og et stykke inn i det ultrafiolette og brukes i referanseceller for spektrofotometri. Samariumperklorat, Sm(ClO₄)₃, har mange linjer i ultrafiolett og er spesielt nytting for UV-spektrofotometri. Didymperklorat, (Nd,Pr)(ClO₄)₃, har mange linjer i det synlige området og noen i det nære infrarøde og brukes i referanseceller for disse områdene.

Aluminiumperklorat, Al(ClO₄)₃, brukes som oksydasjonsmiddel i fyrverkeri.

Blyperklorat, Pb(ClO₄)₄.3H₂O, brukes som detektormedium for nøytrinoer.

Disvoveldiklorid, S₂Cl₂, brukes ved vulkanisering av gummi fordi det kan løse store mengder svovel, samt som katalysator ved klorering av visse organiske forbindelser.

Svoveldiklorid, SCl₂, brukes til behandling av tørkeoljer for lakk, som komponent i gummikjemikalier og i en rekke kjemiske synteser, ofte som kloreringsmiddel.

Tionylklorid eller svovel(IV)oksyklorid, SOCl₂, brukes som elektrolytt i litiumbatterier og som utgangspunkt eller ingrediens i en rekke kjemiske synteser.

Klortrifluorid, ClF₃, brukes i halvlederfabrikasjon og til å rense visse typer atomreaktorkjerner.

Bromklorid, BrCl, brukes som oppslutningsmiddel (oppløsningsmiddel) i kjemisk analyse, spesielt av kvikksølv.

Jodtriklorid, ICl₃, brukes i visse våtcellebatterier og som antiseptisk middel.

Hovedkilder:

Prof.dr.phil. Haakon Haraldsen (Asch.konv.leks.11.utg.b.12)
Sverre Bruun "Lærebok i kjemi" Olaf Norlis forlag, Oslo 1962.
Sverre Bruun "Lærebok i kjemi for naturfaglinjen" Olaf Norlis forlag, Oslo 1963.
Haakon Haraldsen og Ragnar Melbye "Lærebok i kjemi for gymnaset" Tanum, Oslo 1943.
Aasmund Salveson "Kjemi" Universitetsforlaget, Bergen 1967.
Håkon Flood "Kjemi" J W Cappelens forlag, Oslo 1962.
Per Kofstad "Uorganisk kjemi" Aschehoug, Oslo 1979.
Gunnar Hägg "Allmän och oorganisk kemi" Almqvist & Wiksell, Uppsala 1969.
F. Albert Cotton & Geoffrey Wilkinson "Advanced Inorganic Chemistry" Wiley, New York 1988.
P.A.Cox "The Elements on Earth, Inorganic Chemistry in the Environment" Oxford University Press, Oxford 1995.
Einar Wang Lund "Generell kjemi i laboratoriet" Universitetsforlaget, Oslo-Bergen-Tromsø 1974.
Einar Wang Lund "Elementær kvalitativ uorganisk analyse" Universitetsforlaget, Oslo-Bergen-Tromsø 1975.
Jon Knut Ringen, Arne Skauge, Roald Skjerdal, Inge Tvedt "Demonstrasjonsforsøk i kjemi" Universitetsforlaget, Oslo-Bergen-Tromsø 1980.
Iwan Bolin "Kjemien i det praktiske liv" Cappelen, Oslo 1932.
Henri de Parville "Hvorfor? - Fordi." Brødrene Salmonsens forlag, Kjøbenhavn 1890, overs. L. Stange.
CRC Handbook of Chemistry and Physics, 57th ed. 1976-77.
http://chemfinder.cambridgesoft.com/
Felleskatalogen 1999, 41. utgave.
http://www.chemicalland21.com/arokorhi/synonyms/CH-CZ.htm
http://www.atsdr.cdc.gov/toxfaq.html
Mary Elvira Weeks, Discovery of the Elements, Journal of ChemicalEducation, Easton, Pennsylvania 1960.

:-) LEF