讲座十六氧和硫2中王振山.docx
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讲座十六氧和硫2中王振山
讲座十六、氧和硫（2018年1月30日，2中，王振山）
氧是地壳中含量最多的元素，约占总质量的48.6%；硫在地壳中的含量只有0.052%，居元素丰度第16位，但在自然界的分布很广。
一、氧族元素（VIA）概述
氧族
O
S
Se
Te
Po
元素
非金属
准金属
放射性金属
存在
单质或矿物
共生于重金属硫化物中
价层电子构型
2s22p4
3s23p4
4s24p4
5s25p4
6s26p4
原子半径/pm
66
104
117
137
153
M2-离子半径/pm
140
184
198
221
EA1（KJ/mol）
-141
-200
-195
-190
-130
电负性
3.44
2.58
2.55
2.10
2.0
主要化合价
-2,（-1）
±2,4,6
±2,4,6
2,4,6
2,6
晶体
分子晶体
分子晶体
红硒（分子晶体）
灰硒（链状晶体）
链状晶体
金属晶体
*电负性（Pauling）：
氧元素=3.44，仅次于氟（3.98）；氯（3.16），硫（2.58）。
注意S元素的电负性显著减小。
氧族元素的性质变化趋势与卤素相似。
氧族元素的金属性、原子半径、离子半径、熔点、沸点随原子序数增加而增大；电负性、电离能随原子序数增加而减小。
氧族元素原子的价层电子构型均为ns2np4，有获得2个电子达到稀有气体稳定结构的趋势。
当氧族元素原子和其他元素化合时，如果电负性相差很大，则可以有电子的转移。
例如，氧可以和大多数金属元素形成二元离子化合物，硫、硒、碲只能和低价态的金属形成离子型的化合物。
当氧族元素和高价态的金属或非金属化合时，所生成的化合物主要为共价化合物。
氧和硫的性质相似，都活泼。
氧能与许多元素直接化合，生成氧化物，硫也能与氢、卤素及几乎所有的金属起作用，生成相应的卤化物和硫化物。
不仅氧和硫的单质的化学性质相似，它们的对应化合物的性质也有很多相似之处。
1、原子结构和元素的性质
⑴、原子结构：
原子结构三要素：
原子的电子层结构，原子半径，有效核电荷数。
⑵、元素的性质
①、元素性质的递变
O
S
Se
Te
Po
典型的非金属
准金属（有金属光泽的脆性晶体）
典型的金属、为放射性元素。
（绝缘体）不导电
典型的半导体
能导电
金属导体
核对最外层电子的引力依次减弱，原子获得电子能力依次减弱，失去电子能力依次增强。
元素的非金属性依次减弱，金属性依次增强。
②、硫分族（硫、硒、碲）
O
S
Se
Te
原子半径/mm
0.074→（突然增大）0.102
0.116
0.1432
得失电子能力
得电子能力突然减弱，
失电子能力突然增强。
价电子层结构
及化合价
没有空的
d轨道
都存在空的d轨道，与非金属性强的元素原子结合时，参加成键可显正价态（+2、+4、+6）。
*元素的金属性与非金属性的含义（孤立的原子在化学反应中的性能）。
例如，元素的非金属性强弱，是指元素的原子得电子能力的强弱。
２、氧族元素的非金属活泼性弱于卤素
本族元素：
价电子排布式ns2np4，比ⅦA元素相应的原子在p轨道上少一个电子。
因此，本族元素的原子获得两个电子形成X2-的倾向较卤素原子形成X-的倾向小得多，因为氧族元素的原子结合第二个电子是需要吸收能量的。
本族除O之外，S，Se，Te形成化合物时，化合价还可有+2，+4，+6等，氧则仅与F这种电负性最大的元素形成化合物时有+2价（OF2）。
３、与卤族元素通性的比较
⑴、同族从上→下，元素性质变化规律类似。
*单质的化学活泼性：
O2>S>>Se>Te。
两族都是从上→下，非金属性减弱，但氧族的化性递变更明显：
O2为典型非金属，而Po为金属。
⑵、族间比较
同周期氧族元素与卤素相比，电子层数不变，但从左→右有效核电数Z*e增加，r减小，得电子趋势增大，因此同周期的氧族元素均较卤族元素（单质）氧化力减弱，非金属性减弱。
⑶、氧族元素之间比较：
①、O与F具有类似性，均是n=2，次外层（内层）只有2个电子，价层无d轨道，半径特别小，故与本族其它元素相比，出现一些异常，如EA1反常，氧化力特别强等等。
氧与硫的相似性小，而与卤素在性质上有颇多相似，如形成的金属化合物大多为离子型化合物等。
②、氧与硫单质熔沸点相差很大，这是由于氧原子半径小而引起成键方式不同的缘故。
③、氧和硫原子的价层都有2个单电子，都可形成2个键，所以它们单质有两种键合方式：
一种是两个原子之间以双键相连而形成双原子的小分子；另一种是多
个原子之间以单键相连形成多原子的“大分子”。
④、S，Se，Te价电子层结构为：
ns2np4nd0，如sp3d2杂化态SF6。
均有获得2个电子的趋势，故常见氧化数为-2。
大多数金属氧化物是离子型的，含有O2-离子，而S，Se，Te形成的化合物离子性超过50％的为数则很少，因此在这些元素形成的化合物中，多为共价化合物。
４、本族所有元素都存在不止一种的同素异形体，而卤素则无此特点。
⑴、氧单质：
O2和O3等；⑵、硫单质：
单质硫有近50种同素异形体；⑶、硒单质：
有三种；⑷、碲单质：
仅有一种。
*同素异形体的复杂性，从S经Se到Te迅速缩减。
二、氧及其化合物
氧元素的同位素：
16O（993759%），17O（0.037%），18O（0.204%）；14O，15O，19O为人工合成的同位素，t1/2为数十秒。
1、O2
⑴、分子结构
O2分子为直线型，是非极性分子。
一个键，两个3电子键。
，
O2分子结构式中
表示由3个电子构成的π键，称为3电子π键。
简式表明O2分子中存在叁键，即一个σ键和两个3电子π键。
每个3电子π键中有1个未成对电子，2个π键则有2个未成对电子，并且自旋平行，致使O2表现出顺磁性。
⑵、物理性质：
常温下，为无色、无味、无臭气体，密度为1.43g/L。
液态氧，淡蓝色，固态氧，淡蓝色。
熔点-218.4℃ ；沸点-182.962℃ ；O2临界温度为-118.57℃，临界压力为5.0426MPa。
在H2O中溶解度很小，0℃时在水中的溶解度，1L水溶解约49mL。
O2为非极性分子，H2O为极性溶剂。
在水中有水合氧分子存在。
⑶、化学性质
①、氧化性
φaӨ/V：
O2/H2O，1.23；S/H2S，0.14；φbӨ/V：
O2/OH-，0.401；S/S2-，-0.476；
常温下O2的化学活泼性与O3相比显得较差，但也能使一些还原性较强的物质（例如，NO、FeSO4、氢硫酸、H2SO3、KI等）氧化。
是一种高能燃料氧化剂。
C+O2（g）
CO2（g），碳不充分燃烧，2C+O2（g）=2CO（g）；2CO+O2
2CO2
4NH3+3O2（纯）
2N2+6H2O，ΔrHmӨ=-1267.75kJ/mol
4NH3+5O2
4NO+6H2O，ΔrHmӨ=-903.74kJ/mol，2NO+O2=2NO2（红棕色）
S+O2
SO2，2H2S+O2→2S↓+2H2O（H2S水溶液久置变浑浊）
完全燃烧：
2H2S+3O2
2SO2+2H2O（空气充足）（淡蓝色火焰）
不完全燃烧：
2H2S+O2
2S+2H2O（空气不足）
2H2SO3+O2（空气）=2H2SO4（慢），2Na2SO3+O2（空气）=2Na2SO4（快）；
2Sb2S3+9O2
2Sb2O3+6SO2↑，4I-+4H++O2=2I2+2H2O；
4Fe+3O2
2Fe2O3，3Fe+2O2
Fe3O4，
4FeSO4+O2+2H2O→4Fe（OH）SO4（棕黄色），4Fe（OH）2+O2+2H2O→4Fe（OH）3（迅速）
②、配位性
作为配体，O2分子中每个氧原子有一孤对电子，因而O2分子可以成为电子对给予体向金属原子配位，例如血红素是以Fe2+为中心离子与卟啉衍生物形成的配合物，记作[HmFe]或[Hb]。
[HmFe]中，中心Fe2+原子上还有一个空的配位位置，能可逆地同O2分子配位结合。
[HmFe]+O2
[HmFe←O2]，因此血红素可作为氧载体，在动物体内起作重要作用。
⑷、O2分子作为结构基础的成键情况
①、形成过氧化物
O2可以结合两个电子，形成过氧离子O22-，（得到离子型过氧化物如，过氧化钠Na2O2，过氧化钡BaO2）或共价的过氧链-O-O-，得到共价型过氧化物如H2O2或过氧酸及盐。
②、形成超氧化物：
O2可以结合一个电子，形成超氧离子O2-的化合物，称超氧化物，如超氧化钾KO2。
③、形成O2+的化合物
O2分子还可以失去一个电子，生成二氧基阳离子O2+的化合物，例如2O2+F2+2AsF5=2O2+[AsF6]-，O2+Pt+3F2=O2+[PtF6]-或O2+PtF6=O2[PtF6]
问题：
O2+﹑O2﹑O2-和O22-的实测键长越来越长，试用分子轨道理论解释之。
其中哪几种有顺磁性？
为什么？
O2+[KK（σ2S）2（σ*2S）2（σ2P）2（π2PX）2（π2PY）2（π*2PX）1]
O2[KK（σ2S）2（σ*2S）2（σ2P）2（π2PX）2（π2PY）2（π*2PX）1（π*2PY）1]
O2-[KK（σ2S）2（σ*2S）2（σ2P）2（π2PX）2（π2PY）2（π*2PX）2（π*2PY）1]
O22-[KK（σ2S）2（σ*2S）2（σ2P）2（π2PX）2（π2PY）2（π*2PX）2（π*2PY）2]
键级为：
O2+=2.5，O2=2，O2-=1.5，O22-=1
有顺磁性的为：
O2+，O2，O2-
稳定性：
O2+O2O2-O22-，键长：
O2+O2+O2O2-O22-。
⑸、O原子作为结构基础的成键情况
①、形成氧离子O2-（离子型氧化物，例如Na2O）；
②、形成共价单价
氧同高价态金属和非金属元素共用电子对形成两个共价单键─O─，如H2O，Cl2O等，在这类化合物中氧呈-2氧化态，但在与F化合时，则显正氧化态：
OF2中为+2，O2F2中为+1（结构可类比H2O2）。
这些情况下，氧原子常采取不等性sp3杂化。
③、形成共价双键
氧原子半径小、电负性高，有很强的生成双键倾向，如H2C=O（甲醛），（H2N）2C=O（尿素），Cl2C=O（光气）等，氧以双键（一个σ键，一个π键）与其它元素的原子相连，氧原子和相连原子均采取sp2杂化。
④、形成共价叁键
氧原子还可同其它原子以叁键结合，如在NO，CO分子中，在这种结合中氧原子采取sp杂化。
⑹、有关氧化物的说明：
①、按成键方式（键型）分类
氧几乎与所有元素（除部分稀有气体之外）均能生成离子型或共价型或介于二
者之间的过渡型的二元氧化物（不包括过氧化物、超氧化物、二氧基盐等）。
Ⅰ、离子型氧化物
大部分金属氧化物属于离子型，但能生成典型离子键的只有碱金属和除Be之外的碱土金属氧化物（阳离子极化能力弱），其它金属氧化物则属过渡型。
Ⅱ、共价型氧化物
非金属氧化物和具有18电子外壳有较大变形性的金属元素形成的氧化物（如Ag2O、Cu2O），具有18+2电子外壳的金属氧化物如SnO，以及具有8电子外壳但呈高价态的金属氧化物如TiO2，Mn2O7为共价型氧化物（金属离子极化效应强）。
Ⅲ、过渡型氧化物
过渡型金属氧化物：
当外壳为8电子构型，氧化数不高时（阳离子极化力居中），其离子性高于共价性，BeO、Al2O3、CuO等；当外壳为9-17电子构型或18电子构型，具有较大变形性时，则共价性较强。
Ⅳ、非金属氧化物除有简单分子氧化物，如H、卤族元素、硫族元素、N、P、C的氧化物外，还有巨分子氧化物，如B、Si的氧化物。
Ⅴ、离子型氧化物和巨分子结构的共价型氧化物，多数熔点很高，如BeO、MgO、CaO、Al2O3、SiO2、ZrO2等一般在1500-3000℃，通常作为高温陶瓷材料。
②、从酸碱性分类：
Ⅰ、大多数非金属氧化物和某些高价金属氧化物显酸性：
SO2、SO3、P2O5、Mn2O7、SnO2等。
Ⅱ、大多数金属氧化物显碱性；
Ⅲ、一些金属氧化物如Al2O3、ZnO、Cr2O3、Ga2O3和少数非金属氧化物如As4O6、Sb4O6、TeO2显两性。
一般在周期表中P区金属元素和非金属元素交界处的元
素的低价氧化物多为两性。
③、氧化物的酸碱性递变有如下规律
Ⅰ、同周期元素最高氧化态的氧化物，从左到右由碱性→两性→酸性，如
Na2OMgOAl2O3SiO2P4O10SO3Cl2O7
（碱性）两性（酸性）
Ⅱ、相同氧化态的同族各元素氧化物从上到下由酸性→碱性，如
N2O3P4O6As4O6Sb4O6Bi2O3
（酸性）（两性）（碱性）
Ⅲ、由同一元素形成的几种氧化态的氧化物，随氧化数升高酸性增强，如：
As4O6两性，As2O5酸性；PbO碱性，PbO2两性。
2、O3
⑴、O3的分子结构
，
，
O3分子中，三个氧原子均采取sp2杂化，中心氧原子以2个sp2杂化轨道与另外两个氧原子结合，形成σ键，键角116.8°，键长d（O-O）=127.8pm，介于O－O单键148pm与O＝O双键112pm之间。
三个氧原子呈V字排列。
中心氧原子的第三个sp2杂化轨道被孤对电子占有。
此外，中心氧原子未参与杂化的p轨道上有一对孤对电子，两端的氧原子与其平行的p轨道各有一个电子，它们之间形成垂直于分子平面三中心四电子大π键，用Π34表示。
4个电子依次填充在两个分子轨道里，每个分子轨道都有两个电子，O3分子中无单电子，为反磁性物质。
，
，
按MO法，三个p轨道线性组合成三个分子轨道：
一个成键、一个非键、一个反键轨道，4个p电子填入成键和非键轨道配对。
对O3的测定表明它是反磁性的，证明O3分子中没有成单电子，这种结果和键长数据是对离域π键的证明，具有离域π键的分子称为共轭分子。
，
键级
键长（pm）
键能
化学活性
O3（1.5）（2）
O3（128）>O2（112）
O3O3>O2
O3中O―O键级=σ+1/2Π34=1+1/2=1.5，O3键长比O2长，键能比O2小。
⑵、物理性质（跟O2比较）
气味
颜色
熔点
沸点
0℃时在水中的溶解度
O2
无
气（无色），液（淡蓝色），固（雪花状、淡蓝色）。
固态时有O4。
-218.4℃
-183℃
1L水溶解约49mL
O3
鱼腥臭味
气（淡蓝色），液（深蓝色），固（紫黑色）。
-192.5℃
-111.9℃
1L水溶解约494mL
较低浓度的臭氧是无色的，当浓度达到15%时，呈现出淡蓝色。
相关链接：
O3分子为折线型分子，是极性分子，偶极矩μ=1.76×10-30C·m（μ
=0.53D），是弱极性分子。
这是因为中心O只有一个孤电子对，两个端位O原子各有两对孤电子对，这样O-O键中的电荷分布便不均衡。
角顶氧原子带正电荷、下端两个氧原子带负电荷。
或者这样看，在形成Π34键时，顶端氧原子的p轨道有一对电子，下端两个氧原子的p轨道仅各有一个电子，这组平行的轨道线性组合成Π34分子轨道。
由于Π34的离域性，电子云密度平均化，使角顶氧原子的电子向下端两个氧原子移动，结果角顶氧原子带正电荷、下端两个氧原子带负电荷。
偶极矩便产生了。
O3（臭氧）：
可看作
，
⑶、O3的化学性质
①、稳定性
O3不稳定，在常温下分解缓慢，437K以上则迅速分解。
MnO2、PbO2、铂黑等催化剂存在或经紫外线辐射都会使臭氧分解。
2O3=3O2；ΔrHmӨ=-284kJ/mol。
②、成键特征
O3分子可以结合一个电子形成臭氧离子O3-，所形成的化合物叫臭氧化物，如臭氧化钾KO3。
③、O3的强氧化性
除铂、金、铱、氟以外，臭氧几乎可与元素周期表中的所有元素（所有的金属和大多数非金属）反应。
臭氧可与K、Na反应生成氧化物或过氧化物，在臭氧化物中的阴离子O3-实质上是游离基。
臭氧可以将过渡金属元素氧化到较高或最高氧化态，形成更难溶的氧化物，人们常利用此性质把污水中的Fe2+、Mn2+及Pb、Ag、Cd、Hg、Ni等重金属离子除去。
此外，可燃物在臭氧中燃烧比在氧气中燃烧更加猛烈，可获得更高的温度。
O3是仅次于F2、高氙酸盐（Na4XeO6）和XeO3的最强氧化剂之一。
无论在酸性或碱性条件下，O3比都具有O2更强的氧化性。
酸介质：
O3+2H++2e-=H2O+O2（g），φӨ（O3/H2O）=+2.07V
碱介质：
O3（g）+H2O+2e-=2OH-+O2（g），φӨ（O3/OH-）=+1.24V
它能氧化除金和铂族金属外的所有金属和大多数非金属，其氧化能力大于O2，如：
O3+XeO3+2H2O=H4XeO6+O2↑，
〔﹡XeO3是一种易潮解和极易爆炸的化合物，在水溶液中是一种极强的氧化剂，能将Cl-氧化为Cl2，I-氧化为I2，Mn2+氧化为MnO2（或MnO42-）。
它还能使醇和羧酸氧化为H2O和CO2。
〕
它能将潮湿的硫氧化成硫酸，将银氧化成过氧化银（Ag2O2），迅速地将I-氧化成I2。
（O2与O3的混合气体中，O3的浓度测定：
将混合气体通入pH=9.2的KI溶液中，O3迅速地将I-氧化成I2，产生的I2用Na2S2O3滴定。
）
O3+2I-+H2O→O2+I2+2OH-，2KI+H2SO4+O3=I2+O2+H2O+K2SO4（O2缓慢，O3迅速），
**O3氧化别的物质时，它总是转移一个O原子和形成O2。
2NH3+4O3=NH4NO3+H2O+4O2，4NH3＋5O3=NH4NO3＋2NH4O3+3O2
2KOH+2O3=2KO3+H2O+1/2O2，
（M为K、Rb、Cs）；
臭氧化物不稳定，如2KO3=2KO2+O2，4KO3+2H2O=4KOH+5O2。
臭氧化物和臭氧相似，有强氧化性，稳定性差，是良好的杀菌剂、漂白剂，也可作特定条件下的供养剂使用。
常见的臭氧化物有KO3、NaO3、NH4NO3。
SO2+O3=SO3+O2，H2S+4O3=H2SO4+4O2，CO+O3=CO2+O2，
干冰CO2+O3=CO3+O2，HCl+O3=HClO+O2，HI+O3=HIO+O2，
Mn2++O3+H2O=MnO2+2H++O2（O2无此反应），2Co2++O3+2H+=2Co3++O2+H2O
3O3+S+H2O→3O2+H2SO4，O3+2NO2→O2+N2O5，4O3+PbS→4O2+PbSO4，
2O3+2Ag→2O2+Ag2O2，PbS+4O3=PbSO4+4O2，O3+CN-=OCN-+O2，2OCN-+3O3+H2O=2CO2+N2+3O2+2OH-
2OCN-+3O3+H2O=2CO2+N2+3O2+2OH-
+）CO2+2OH-=CO32-+H2O
2OCN-+3O3=CO32-+CO2↑+N2↑+3O2↑
注意，下面两个化学方程式是错误的。
2O3+PbS→O2+PbSO4，×；
2OCN-+O3+H2O=2CO2+N2+2OH-，×。
4O3+PbS＝PbSO4+4O2√
-2+4-3
2OCN-+3O3+H2O=2CO2+N2+3O2+2OH-√
2（-3的N→0的N），失6e；3（0的O→-2的O），得6e
⑷、臭氧层
自然界的臭氧90%集中在距地面15～35km范围的平流层里，将这部分平流层称为“臭氧层”。
φmax（O3）≈10×10-6出现在距地面25km附近。
①、臭氧层
离地面20-40km的臭氧层形成与消除反应为：
O3的形成：
O2+hν（λ<242nm）→O·+O·，O·+O2→O3
O3的耗损：
O3+hν（λ＜325nm，λ=220～320nm）→O2+O·，O·+O3→2O2，
即在高层大气中同时存在着臭氧形成和分解的两种光化学过程，这两种过程的动态平衡，可保持一个浓度相对稳定的臭氧层。
②、臭氧层的作用：
Ⅰ、保护作用：
O3在紫外光谱区域220—290nm处有强烈的吸收，能够吸收99%以上的来自太阳的紫外辐射，O3+hν→O·+O2，O·+O2+M→O3+M（M代表第三种物质）从而保护了地面上生物免遭伤害。
臭氧层对地球上生命的出现、延续和发展以及维持地球上的生态平衡起着重要作用。
Ⅱ、加热作用；
Ⅲ、温室作用。
③、臭氧层的破坏：
超音速飞机、航天飞行器等在平流层排放氮氧化物（NOx）；大气污染物的增多，如致冷剂、汽车尾气（氯氟烃、氮氧化物）都使臭氧层遭到破坏。
链引发：
CF2Cl2+hν（λ<221nm）→CF2Cl+Cl·
链传递：
Cl·+O3→ClO+O2，ClO+O→Cl·+O2，１个Cl原子可以破坏掉105个O3分子。
链引发：
NO2+hν（λ<426nm）→NO+O
链传递：
保护臭氧层：
1987年9月16日制订《关于消耗臭氧层物质的蒙特利尔
议定书》，是禁止使用氟氯烃和其它卤代烃的公约。
⑸、对流层中臭氧的作用
①、应用
Ⅰ、漂白剂：
漂白纸张和蜡；
Ⅱ、消毒杀菌剂：
饮用水的消毒，空气的净化；餐具的消毒；降解蔬菜瓜果上的农药残留物。
Ⅲ、氧化剂：
工业废水的处理，除臭、脱色、除酚、除氰，除Fe2+、Mn2+等；液态臭氧又是一种可能的火箭燃料高能氧化剂。
②、危害
当空气中φ（O3）>1×10-7时，会引起头疼等症状，对人体有害，对农作物有害，还对橡胶和某些塑料有特殊的破坏作用。
更为严重的是，不仅O3本身是光化学反应产物，它还参与光化学反应，产生其它光化学烟雾。
⑹、O3的产生
在大雷雨放电或通过无声放电，O2可以转化为O3；X射线发射、电器放电、蓄电池充电、某些电解反应、过氧化物分解、F2和H2O作用等，都有O3生成。
但制备O3则采用静电放电方法，使O2（或空气）通过高频电场，生成物中通常φ（O3）=9～11%，最高可达φ（O3）=15～16%。
3O2
2O3
3、O4
⑴、2000年美国《科学》杂志报道，意大利科学家合成了一种新型氧分子，它由4个氧原子构成的O4分子。
O4分子可看作2个O2聚合得到。
从分子轨道的角度看，O2分子中有三电子键，属于奇电子，奇电子物质能够聚合；若从加成反应的角度看，O2中存在O＝O键，因此能够2分子加成。
因而可以得出O4的结构为：
，
（平面结构）。
这也同O2分子中存在单电子有关。
O4分子是环型分子；正方形结构可能是O4分子的真实空间结构。
两个氧分子间的键能弱于一个电子对的键能，却比范德华力强。
⑵、O4的性质
①、O4固体属于分子晶体；O4与氧气的关系是互为同素异形体，它们之间的转化不是为氧化还原反应。
②、稳定性：
四聚氧O4，亚稳态存在，存在时间很短。
在液氧和固氧中含有O4，在固氧中存在更多的O4，温度升高，平衡时O4的浓度减少。
在大气中含量极少。
振荡会发生爆炸，产生氧气：
O4
2O2。
③、O4具有抗磁性：
液态和固态氧O2有明显的顺磁性。
在室温和加压下，分子光谱实验证明氧中含有抗磁性的物质O4。
④、氧化性：
一些专家认为，O4把更多氧原子集中在同样大小的空间里，因此它液化后的能量密度比普通氧分子高得多，氧化性极强，可用作更强力的火箭燃料氧化剂。
从结构角度看，这是由于O4中氧氧键为单键，加之分子的张力较大，因此O4的稳定性较O2低，氧化性因而较O2强。
O4具有强氧化性，能将Fe2+氧化为Fe3+，O4+4Fe2++4H+→4Fe3++2H2O+O2，在该反应中，
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