Jsou netěkavé a mají vysoké teploty tání.
b) Kovalentní oxidy mají kovalentní vazby a jsou buď složené z jednotlivých molekul (molekulové oxidy), nebo mají polymerní strukturu – oxidy s atomovou strukturou (vysokomolekulové oxidy).
Molekulové oxidy tvoří většina nekovů s velkou elektronegativitou (např.: CO, CO2, NO, SO2) a některé kovy s většími oxidačními čísly (např.:Mn2O7, OsO4); jsou těkavé, mnohé plynné nebo kapalné.
Oxidy s atomovou strukturou tvoří kovy střední části periodické soustavy a některé nekovy (např.: HgO, TiO2, SiO2); jsou málo těkavé, některé značně tvrdé.
Podle reakcí s vodou, kyselinami a hydroxidy se oxidy dělí na:
a) Kyselinotvorné oxidy (molekulové oxidy a oxidy kovů s oxidačním číslem větším než V) se slučují s vodou na kyslíkaté kyseliny: P4O10 + 6 H2O ® 4 H3PO4
Ve vodě nerozpustné oxidy poskytují se zásadami soli: SiO2 + 2 NaOH ® Na2SiO3 + H2O
Vyjímkou jsou netečné oxidy (např.: N2O, CO, ClO2), které s vodou nereagují.
b) Zásadotvorné oxidy (iontové oxidy a oxidy kovů s oxidačním číslem menším než IV) se slučují s vodou na hydroxidy: CaO + H2O ® Ca(OH)2
Ve vodě nerozpustné oxidy reagují s kyselinami za vzniku solí: MgO + 2 HCl ® MgCl2 + H2O
c) Amfoterní oxidy (oxidy kovů s atomovou strukturou a s menšími oxidačními čísly atomů) reagují s kyselinami a s hydroxidy: ZnO + 2 H3O+ ® Zn2+ + 3 H2O
ZnO + 2OH- + H2O ® [Zn(OH)4]2-
Peroxidy jsou dvouprvkové sloučeniny obsahující dva navzájem jednoduchou vazbou spojené atomy kyslíku. Oxidační číslo atomů kaslíku je –I.
Perixid vodíku H2O2, nejběžnější peroxosloučenina, je kapalina ve vodě neomezaně rozpustná; chová se jako velmi slabá kyselina. Lze od ní odvodit peroxidy M2IO2 nebo hydrogenperoxidy MIHO2. Peroxid vodíku je nestálý; katalytickým účinkam některých látek (např.: Pt, MnO2, krve) se rozkládá na vodu a atomový kyslík:
H2O2 ® 2 H2O + O DH = -98,2 kJ/mol
Některé látky, tzv. inhibitory (např.: H2SO4, močovina), však jeho rozklad zpomalují. Peroxid vodíku má většinou oxidační účinky; na některá oxidační činidla ( např.: KMnO4, Cl2) však působí redukčně. Vodný roztok H2O2 (w=3%) se používá jako bělící roztok a dezinfekční prostředek.

Síra a její vlastnosti
Síra je žlutá, křehká krystalická látka. V závislosti na vnějších podmínkách se vyskytuje v různých krystalických modifikacich. Nejčastější z nich je síra kosočtverečná, popř. jednoklonná. Základní stavební jednotkou krystalové síry za běžných podmínek jsou osmiatomové molekuly S8. V roztavené síře se při teplotě vyšší než 160°C molekuly štěpí a vznikají dlouhé řetězce polymerní síry Sn (síra tmavne a vzrůstá její viskozita). Náhlým ochlazením kapalné síry vzniká podchlazená polymerní síra – plastická síra. Ochlazením par vroucí síry se získá sirný květ. Síra je nerozpustná ve vodě, ale dobře rozpustná v nepolárních rozpouštědlech (např.: v sirouhlíku CS2). Za běžné teploty je síra poměrně stálá, při vyšší teplotě raeguje s mnoha kovy i nekovy. Zapálená shoří na oxid siřičitý SO2; reakcí práškového železa s jemě sozetřenou sírou vzniká sulfid železnatý FeS.
Ve sloučeninách s prvky o srovnatelné nebo menší hodnotě elektronegativity (kyslík, halogeny) mě kladná oxidační čísla II, IV, VI.
Síra se používá při výrobě pryže z kaučuku, k výrobě zápalek, střelného prachu; je základní surovinou pro výrobu kyseliny sírové, sirouhlíku, siřičitanů a sulfidů.

Sulfan, sulfidy
Sulfan (dříve sirovodík) H2S je prudce jedovatý plyn, zápachem připomínající zkažená vejce. Vzniká při rozkladu bílkovin. Má silně redukční účinky. Na vzduchu shoří na oxid siřičitý SO2 a vodu. Při nedostatku kyslíku vzniká síra.
Uvolňuje se do ovzduší při zpracování koksu, ropy, plynů, při výrobě viskózových vláken atd. Odsiřování plynů ze surovinových zdrojů spočívá zejména v odstraňování sulfanu (90% síry v těchto plynech je sulfan).
Sulfanem nasycená voda se nazývá sulfanová (sirovodíková) voda; sulfan je slabá dvojsytná kyselina.