Za laboratórnej teploty prebieha rozklad pomaly, ale môže byť urýchlený pomocou katalyzátorov (platina, MnO2). Prídavkom kyselín (H3PO4, H2SO4) a iných organických látok (močovina) ho možno naopak spomaliť. Veľmi koncentrovaný roztok peroxidu vodíka sa môže rozložiť explozívne. Z acidobázického hľadiska je H2O2 veľmi slabá kyselina. Vhodnou cestou k príprave peroxidu vodíka je reakcia peroxidu bárnatého so zriedenou kyselinou sírovou.
BaO2 + H2SO4
→ BaSO4 + H2O2
Získa sa zriedený vodný roztok H2O2. Tiež hydrolýzou peroxozlúčenin sa získajú vodné roztoky H2O2.
H2S2O8 + 2 H2O
→ 2 H2SO4 + H2O2
Peroxid vodíka má značné oxidačné účinky ako v kyslom, tak aj v zásaditom prostredí.
Na2SO3 + H2O2
→ Na2SO4 + H2O
2 KI + H2O2 + H2SO4
→ I2 + K2SO4 + 2 H2O
K niektorým oxidovadlám sa môže H2O2 chovať ako redukovadlo.
Cl2 + H2O2
→ 2 HCl + O2
Ag2O + H2O2
→ 2 Ag + H2O + O2
Peroxid vodíka sa distribuuje a používa najčastejšie vo forme 30% vodného roztoku, alebo vo forme tuhej zlúčeniny s močovinou. Používa sa na bielenie niektorých organických látok a prírodných materiálov, na oxidáciu a prípravu peroxozlúčenin a peroxohydrátov (pracie prášky). V koncentrovanej forme sa používa ako zložka niektorých kvapalných raketových palív.
Peroxidy
Peroxidy sú soli peroxidu vodíka. Môžeme ich pripraviť jeho neutralizáciou hydroxidmi alkalických kovov a kovov alkalických zemín. Peroxidy pripravené neutralizáciou vo vodnom roztoku kryštaľujú hydratované (Na2O2.8H2O). Bezvodé sa pripravia priamou reakciou kovov s kyslíkom. Peroxidy iných kovov než alkalických a alkalických zemín sú menej bežné.
2 Na + O2 → Na2O2
Ba + O2 → BaO2
