1、 过氧化氢的分子结构
过氧化氢是含有极性键和非极性键的极性分子，其结构式为H—O—O—H，电子式为：
2、 过氧化氢的物理性质
过氧化氢是一种无色黏稠的液体，它的水溶液俗称双氧水。
3、 过氧化氢的化学性质
（1）H2O2是二元弱酸，具有酸性
（2）氧化性
H2O2＋2KI＋2HCl＝2KCl＋I2＋2H2O
2Fe2＋＋H2O2＋2H＋＝2Fe3＋＋2H2O
H2O2＋H2S＝S↓＋2H2O
H2O2＋SO2＝H2SO4
注：在酸性条件下H2O2的还原产物为H2O，在中性或碱性条件其还原产物为氢氧化物.
（3）还原性
2KMnO4＋5H2O2＋3H2SO4＝2MnSO4＋K2SO4＋5O2↑＋8H2O
H2O2＋Cl2＝2HCl＋O2
注：H2O2的氧化产物为O2
（4）不稳定性
4、 H2O2的保存方法
实验室里常把H2O2装在棕色瓶内避光并放在阴凉处。
5、 H2O2的用途
作消毒、杀菌剂，作漂白剂、脱氯剂，H2O2还可作火箭燃烧的氧化剂等。
1、 SO2的物理性质
（1）无色、有刺激性气味的有毒气体；
（2）密度比空气大，易液化，沸点为－10℃；
（3）易溶于水，常温常压下，1体积水大约能溶解40体积的SO2。
2、 SO2的化学性质
（1）SO2属酸性氧化物，具有酸性氧化物的一切通性
（2）较弱的氧化性——还原产物为S
SO2＋2H2S＝3S＋2H2O（气体或溶液中均可进行）
（3）较强的还原性——氧化产物为SO3、H2SO4或硫酸盐
常见的氧化剂有Cl2、Br2、I2、KMnO4/H＋、HNO3、Fe3＋、O2等，故SO2能使溴水和酸性KMnO4溶液褪色。
SO2＋X2＋2H2O＝H2SO4＋2HX （X＝Cl、Br、I）
2FeCl3＋SO2＋2H2O＝2FeCl2＋H2SO4＋2HCl
2KMnO4＋5SO2＋2H2O＝K2SO4＋2MnSO4＋2H2SO4
（4）漂白性
SO2的漂白原理：SO2溶于水生成H2SO3，H2SO3跟某些有色物直接化合生成不稳定的无色化合物[该物质在一定条件下（如加热）可分解，使物质又恢复原来的颜色]
O3、HClO、Na2O2、HClO的漂白原理：它们可将有色物质氧化成稳定的无色物质[该物质一般不会转化为原来有色的物质]
另外，活性炭具有强的吸附性能，也能使一些有色物质褪色。
3、 SO2的制备
工业制法
燃烧硫或煅烧金属硫化物制取SO2。
实验室制法
（1）反应原理：Na2SO3＋H2SO4＝Na2SO4＋SO2↑＋H2O
（2）反应装置：固＋液→气
（因为Na2SO3是粉未状的固体，易溶于水，故不能用启普发生器制SO2）
（3）收集方法：向上排空气法
（4）检验SO2：品红溶液（若溶液褪色，即可证明气体成分为SO2）
（5）验满：湿润的蓝色石蕊试纸（若变红，即可证明收集满了SO2）
（6）尾气吸收：碱液（如NaOH溶液）
4、 SO2的用途
制H2SO4；可作漂白剂，漂白纸浆、毛、丝、草编制品等；杀灭霉菌和细菌，作食物和干果的防腐剂。
5、 SO2对环境的污染
（1）酸雨的形成
正常的雨水由于溶解CO2形成弱酸H2CO3，pH约为5.6。酸雨的形成是一种复杂的大气化学和大气物理过程。一般认为，酸雨是由于人为排放的SO2等酸性气体进入大气后，造成局部地区大气中的二氧化硫富集，在水凝结过程中溶解于水形成亚硫酸，然后经某些污染物的催化作用及氧化剂的氧化作用生成硫酸，随雨水降下形成酸雨。酸雨中的酸度主要是由H2SO4和HNO3造成的，pH＜5.6。
（2）SO2的来源
空气中的SO2主要来自化石燃料（如煤等）的燃烧，以及含硫矿石（如FeS2等）的冶炼和硫酸、磷肥、纸浆生产等产生的工业废气。
（3）净化与回收
由于SO2有毒，无论是工业制取还是实验室制取或使用SO2时，多余的气体必须吸收处理（如NH3·H2O、NaOH等），以免污染环境。
6、 亚硫酸及亚硫酸盐
SO2溶于水，所得溶液称为亚硫酸。H2SO3是二元中强酸，电离方程式为：
H2SO3酸性比H2CO3强。H2SO3只存在于水溶液中，容易分解为SO2和H2O。H2SO3在空气中容易被空气中的O2氧化，使溶液的酸性增强。
亚硫酸盐具有还原性，容易被空气中O2氧化。如Na2SO3露置在空气中变质的化学方程式为2Na2SO3＋O2＝2Na2SO4
H2SO3与H2S可发生反应，H2SO3＋2H2S＝3S↓＋3H2O。SO32－与S2－在中性或碱性条件下可共存，但在酸性条件下不能共存，相关离子方程式为：
SO32－＋S2－＋6H＋＝3S↓＋3H2O
7、 SO2与CO2比较
相同点：均能使澄清石灰水变浑浊，过量时溶液又变澄清了。
不同点：SO2有刺激性气味，而CO2无味；SO2能使溴水、酸性KMnO4溶液、品红溶液褪色，而CO2不能。
