Oxide, binäre Verbindungen des Sauerstoffs, in denen dieser in der Oxidationszahl -2 vorliegt, z. B. Aluminiumoxid Al₂O₃, Schwefeldioxid SO₂, Kupferoxid CuO. Die Sauerstoffverbindungen des Fluors sind somit keine Fluoroxide, sondern Sauerstofffluoride, da in ihnen Fluor der negative Bestandteil ist. Abhängig von der stöchiometrischen Zusammensetzung der O. unterscheidet man Mon(o)oxide, Dioxide, Trioxide, Tetr(a)oxide, Pent(a)oxide usw., z. B. Kohlenmonoxid CO, Stickstoffdioxid NO₂, Schwefeltrioxid SO₃, Osmiumtetroxid OsO₄, Phosphorpentoxid P₂O₅; eindeutiger ist jedoch eine Bezeichnungsweise unter Angabe der Oxidationszahl des oxidbildenden Elements, z. B. Eisen(III)-oxid Fe₂O₃, Chlor(IV)-oxid ClO₂, Chrom (VI)-oxid CrO₃. Doppeloxide bilden sich aus den O. zweier Elemente, z. B. Eisen(II)-chrom(III)-oxid FeO-Cr₂O₃; gemischte O. enthalten das oxidbildende Element in verschiedenen Oxidationsstufen, z. B. Blei(II,IV)-oxid (Mennige) Pb₃O₄.

Eine Klassifizierung der O. kann man nach deren Struktur oder Reaktivität vornehmen. Elektropositivste Elemente bilden ionische O., wobei die Metall-Kationen und Oxid-Anionen O^2- die Plätze in entsprechenden Ionengittern besetzen, z. B. Lithiumoxid Li₂O, Magnesiumoxid MgO, Aluminiumoxid Al₂O₃, Mangan(IV)-oxid MnO₂. Die O. stärker elektronegativer Elemente sind kovalenter Natur. Die Molekülstrukturen in diesen kovalenten O. sind entweder durch Element-Sauerstoff-pπpπ-Mehrfachbindungen (z. B. CO, CO₂, NO₂, SO₂) oder dadurch charakterisiert, daß Sauerstoff als Brückenglied auftritt und somit zu ketten-, ring- und käfigartigen Molekülen (z. B. SeO₂, festes SO₃, P₄O₁₀) führt. Die ungewöhnliche Zusammensetzung nichtstöchiometrischer O., die man insbesondere als Derivate der Übergangselemente kennt, z. B. TiO_{0,64 ... 1,27,} ist darauf zurückzuführen, daß das Metall in der Verbindung in unterschiedlichen Oxidationszahlen vorliegt, z. B. Fe_0,93O_1,00 ≡ Fe₇⁽₉^II)Fe₁⁽₄^III) O₁₀₀.

Ionische O. sind infolge der meist beträchtlichen Gitterenergien oft thermisch und chemisch sehr resistente Verbindungen (z. B. MgO, Al₂O₃,). Lösliche ionische O. reagieren mit Wasser unter Freisetzung von OH^--Ionen: O^2- + H₂O → 2 OH^-; sie werden deshalb auch als basische O. bezeichnet. Dazu gehören die O. der Alkali- und Erdalkalimetalle (außer BeO) sowie zahlreiche Übergangsmetalloxide. Mit Säuren reagieren sie unter Bildung der entsprechenden Salze, z. B. CaO + 2 HNO₃ → Ca(NO₃)₂ + H₂O. Viele kovalente O. reagieren mit Wasser zu Säuren, sie sind saure O. Die Säurebildung ist als Addition von Wasser an die Element- Sauerstoff-Doppelbindung, z. B. CO₂ + H₂O

H₂CO₃, oder auch als Hydrolyse der Element-Sauerstoff-Einfachbindungen, z. B. P₄O₁₀ + 6 H₂O → 4 H₃PO₄, zu verstehen. Einige Elemente bilden amphotere O., z. B. BeO, ZnO, Al₂O₃. Sie verhalten sich gegenüber starken Säuren als Basen, z. B. ZnO + H₂SO₄ → Zn²⁺ + SO₄^2- + H₂O gegenüber starken Basen als Säuren, z. B. ZnO + 2 OH^- + H₂O → [Zn(OH)₄ ]^2-. Zahlreiche O. kommen als Minerale in der Natur vor, z. B. Hämatit Fe₂O₃, Magnetit Fe₃O₄, Kassiterit SnO₂, Quarz SiO₂.