酸堿

H2O2是二元弱酸，具有酸性。

氧化性

具有較強的氧化性

H2O2+ 2KI + 2HCl ==== 2KCl + I2+ 2H2O

2Fe2+ + H2O2+ 2H+ ==== 2Fe3+ + 2H2O

H2O2+ H2S ==== S↓+ 2H2O

H2O2+ SO2==== H2SO4

注：在酸性條件下H2O2的還原產(chǎn)物為H2O，在中性或堿性條件其還原產(chǎn)物為氫氧化物。

大于90%的過氧化氫遇到可燃物會瞬間將其氧化起火。

還原性

2KMnO4+ 5H2O2+ 3H2SO4==== 2MnSO4+ K2SO4 + 5O2↑+ 8H2O

2KMnO4+5H2O2===2Mn(OH)2+2KOH+5O2↑ +2H2O

H2O2+ Cl2==== 2HCl + O2

注：H2O2的氧化產(chǎn)物為O2

不穩(wěn)定性

過氧化氫在常溫可以發(fā)生分解反應(yīng)生成氧氣和水（緩慢分解），在加熱或者加入催化劑后能加快反應(yīng)，催化劑有二氧化錳、硫酸銅、碘化氫、二氧化鉛、三氯化鐵，及生物體內(nèi)的過氧化氫酶等。

2H2O2==MnO2== 2H2O + O2↑

2H2O2 ==Δ== 2H2O + O2↑

4、 H2O2的保存方法 實驗室里常把H2O2裝在棕色瓶內(nèi)避光并放在陰涼處。

5、 H2O2的用途 作消毒、殺菌劑，作漂白劑、脫氯劑，純H2O2還可作火箭燃燒的氧化劑等。

6、 高濃度(大于74%)的H2O2非常不穩(wěn)定，受熱就會爆炸。

7、 實驗室提純H2O2使用減壓蒸餾的方法，使H2O2在較低的溫度下沸騰，以至于不會過多地分解。

電解反應(yīng)

電解過氧化氫會生成臭氧和水，同時水又生成氫氣和氧氣。

分步反應(yīng)化學(xué)方程式：

一、3H2O2==電解== 3H2O + O3↑

二、2H2O ==電解== 2H2↑ + O2↑

總反應(yīng)化學(xué)方程式為：

6H2O2==電解==6H2↑ + 2O3↑ + 3O2↑

注：首次生成的臭氧顏色為橙黃。

分解反應(yīng)

1.取5ml5%的過氧化氫溶液于試管中，將帶火星的木條伸入試管中，木條沒有復(fù)燃。

2.取5ml5%的過氧化氫溶液于試管中，加熱，再將帶火星的木條伸入試管中，木條難以復(fù)燃。

注意：此時不是試管內(nèi)有大量水蒸汽，而是氧氣濃度低

3.取5ml5%的過氧化氫溶液于試管中，加入少量二氧化錳，再將帶火星的木條伸入試管中，木條復(fù)燃。二氧化錳做催化劑（起催化作用，加快化學(xué)反應(yīng)速率，且反應(yīng)前后其質(zhì)量與化學(xué)性質(zhì)均不發(fā)生改變），和過氧化氫反應(yīng)生成氧氣和水。

4.化學(xué)方程式：2H2O2==MnO2== 2H2O + O2↑

催化原理

雙氧水的分解是個自身氧化還原的反應(yīng)，也叫歧化反應(yīng)。

酸性溶液中的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢對比：

O2+2H+ +2e- =H2O2 0.695V

H2O2+2H+ +2e -=2H2O 1.776 V

可以看出過氧化氫具有很強的還原性，同時具有很強的氧化性，歧化反應(yīng)的電極電勢高達(dá)1.0V以上，歧化反應(yīng)理應(yīng)相當(dāng)劇烈，但是由于過氧鍵有一定的穩(wěn)定性造成實際上雙氧水的歧化反應(yīng)并沒有那么強烈，所以需要加入催化劑。

【催化劑的中心元素都是變價的，而且要求此元素氧化態(tài)能夠氧化雙氧水，但是還原態(tài)的能夠被雙氧水氧化。】

二氧化錳作催化劑時候，目前最被認(rèn)可的反應(yīng)原理是：

MnO2+H2O2+2H+=Mn2++O2+2H2O

H2O2+Mn2+=MnO2+2H+

Fe3+催化的機理與之類似

H2O2+2Fe3+=2Fe2++2H++O2↑

H2O2+2Fe2+2H+=2Fe3++2H2O

但是鐵離子的氧化性太弱，所以該反應(yīng)第一步進(jìn)行很慢，造成鐵離子的催化效果比二氧化錳差很遠(yuǎn)。

制取氧氣

可把過氧化氫裝入試管中，加入催化劑（二氧化錳、沸石），插上單孔橡皮塞和導(dǎo)管，用排水法制取氧氣?；瘜W(xué)方程式為 2H2O2==（催化劑）2H2O+O2。這個實驗十分常用。