Окси́ди (також застаріле о́кисли) — неорганічні бінарні сполуки, до складу яких входить кисень у ступені окиснення -2.^[1] В таких сполуках кисень може зв'язуватися лише з менш електронегативними елементами, тобто з усіма, окрім фтору (такі сполуки вважаються фторидами кисню). Відомі також оксиди інертних газів.

Оксиди є найпоширенішими сполуками на Землі: до цього класу належить вода, пісок, вуглекислий газ, оксид алюмінію та оксид заліза, які є основою багатьох мінералів, тощо.

З огляду на те, що кисень проявляє в оксидах сталий ступінь окиснення -2, їх розподіляють за ступенем окиснення парного елементу. Так, всі оксиди можна поділити на групи: R₂О, RO, R₂О₃, RO₂, R₂О₅, RO₃, R₂О₇ і RO₄, де R — відповідний елемент (метал або неметал).

Формули вищих солетвірних оксидів і летких водневих сполук хімічних елементів залежно від номера групи[2]
Група елементу	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
Вищий солетвірний оксид	E2O	EO	E2O3	EO2	E2O5	EO3	E2O7	EO4
Летка воднева сполука елементів головної підгрупи	—	—	—	EH4	EH3	EH2	EH	—

Якщо хімічний елемент проявляє сталу валентність і з киснем утворює тільки один оксид, то його називають просто оксидом цього елементу. Наприклад, K₂O — оксид калію, CaO — оксид кальцію, Al₂O₃ — оксид алюмінію і т. д. Якщо ж елемент проявляє змінну валентність і утворює по кілька оксидів, то він може записуватися з додаванням валентності елемента. Наприклад, FeO — оксид заліза(II), Fe₂O₃ — оксид заліза(III).

Дещо застарілими є варіанти назв, в яких до слова оксид додаються префікси з грецьких числівників, які показують кількість атомів кисеню, що припадають на один атом даного елементу. Наприклад, Cu₂O — геміоксид (півоксид) міді, NO — монооксид азоту, Cr₂O₃ — сесквіоксид (півтораоксид) хрому, TiO₂ — діоксид (двооксид) титану, V₂O₅ — геміпентаоксид (півп'ятиоксид) ванадію, SO₃ — триоксид сірки, Cl₂O₇ — гемігептаоксид хлору, OsO₄ — тетраоксид осмію. Більше чотирьох атомів кисню, що припадають на один атом елементу, в нормальних оксидів не буває.

Крім того, деякі оксиди мають ще й особливі, тривіальні назви. Наприклад, діоксид вуглецю CO₂ називають вуглекислим газом, діоксид сірки SO₂ — сірчистим газом, монооксид вуглецю CO — чадним газом тощо. Більшість оксидів неметалів називають ангідридами відповідних кислот. Наприклад, триоксид сірки SO₃ називають сульфатним ангідридом (ангідридом сульфатної кислоти H₂SO₄), оксид фосфору P₂O₅ — фосфатним ангідридом (ангідридом фосфатної кислоти H₃PO₄) і т. д.

Оксиди металів являють собою кристалічні речовини. Оксиди неметалів — це, навпаки, переважно леткі речовини і гази.

Осно́вні оксиди — це оксиди, яким відповідають основи. Осно́вними оксидами є, наприклад, Na₂O, K₂O, CaO, MgO. Деякі оксиди легко взаємодіють з водою з утворенням відповідних основ:

${\displaystyle \mathrm {CaO+H_{2}O\longrightarrow Ca(OH)_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {K_{2}O+H_{2}O\longrightarrow 2KOH} }$

Деякі оксиди, наприклад, Ag₂O, з водою не взаємодіють, однак нейтралізують кислоти і тому вважаються осно́вними:

${\displaystyle \mathrm {Ag_{2}O+2HCl\longrightarrow 2AgCl+H_{2}O} }$

Характерною хімічною властивістю осно́вних оксидів є їхня взаємодія з кислотами. При цьому, як правило, утворюються сіль і вода:

${\displaystyle \mathrm {MgO+2HCl\longrightarrow MgCl_{2}+H_{2}O} }$

При взаємодії з кислотними і амфотерними оксидами вони утворюють солі, а між собою не взаємодіють. Наприклад:

${\displaystyle \mathrm {CaO+CO_{2}\longrightarrow CaCO_{3}} }$

${\displaystyle \mathrm {Na_{2}O+ZnO\longrightarrow Na_{2}ZnO_{2}} }$

В осно́вних оксидах метали проявляють низьку валентність (не більше +3). Більшість осно́вних оксидів з водою безпосередньо не взаємодіють, за виключенням лужних та лужноземельних металів. Всім осно́вним оксидам відповідають гідроксиди, які проявлять осно́вні властивості.

До кислотних оксидів відносять такі оксиди, які взаємодіють з осно́вними та амфотерними оксидами, а також з їхніми гідроксидами з утворенням солей. Наприклад:

${\displaystyle \mathrm {P_{2}O_{5}+3CaO\longrightarrow Ca_{3}(PO_{4})_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {SO_{3}+ZnO\longrightarrow ZnSO_{4}} }$

${\displaystyle \mathrm {CO_{2}+2NaOH\longrightarrow Na_{2}CO_{3}+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {WO_{3}+PbO{\xrightarrow {600-800^{o}C}}\ PbWO_{4}} }$

До кислотних оксидів відносяться також оксиди інертних газів, наприклад, оксиди ксенону, які у воді утворюють відповідні кислоти, а з гідроксидами — солі:

${\displaystyle \mathrm {XeO_{3}+H_{2}O\leftrightarrow H_{2}XeO_{4}} }$

${\displaystyle \mathrm {XeO_{4}+2H_{2}O\leftrightarrow H_{4}XeO_{6}} }$

${\displaystyle \mathrm {XeO_{4}+4NaOH\longrightarrow Na_{4}XeO_{6}+2H_{2}O} }$

Кислотні оксиди також називають ангідридами (зневодненими кислотами), вказуючи цим, що їх можна одержати з відповідних кислот, віднімаючи від них елементи води, але такий термін вже не є широковживаним. Кислотні оксиди утворюються неметалами та деякими металами, які проявляють змінну валентність. Ступінь окиснення металів у кислотних оксидах буває від +4 до +7. Наприклад, CrO₃ — оксид хрому(VI) (ступінь окиснення хрому +6), Mn₂O₇ — оксид марганцю(VII) (ступінь окиснення марганцю +7) і т. д.

Деякі кислотні оксиди взаємодіють з водою, утворюючи відповідні кислоти, але також є оксиди, які не взаємодіють з водою. Наприклад, SiO₂ практично не розчинний у воді, однак він нейтралізує основи, тому є кислотним оксидом:

${\displaystyle \mathrm {2NaOH+SiO_{2}\longrightarrow Na_{2}SiO_{3}+H_{2}O} }$

Кислоти тих кислотних оксидів, що безпосередньо з водою не взаємодіють, одержують посереднім шляхом.

Амфотерними називають такі оксиди, які взаємодіють як з кислотами, так і з основами, утворюючи сіль і воду. При взаємодії з кислотами вони поводять себе як основні оксиди, а при взаємодії з основами — як кислотні.

${\displaystyle \mathrm {ZnO+H_{2}SO_{4}\longrightarrow ZnSO_{4}+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {ZnO+2NaOH\longrightarrow Na_{2}ZnO_{2}+H_{2}O} }$

З водою амфотерні оксиди не взаємодіють. Амфотерні оксиди утворюються тільки металами з валентністю від II до IV. До амфотерних оксидів належать ZnO, SnO, PbO, Al₂O₃, SnO₂ і ін.

Отже, неметали утворюють тільки кислотні оксиди, а метали можуть утворювати основні, амфотерні і кислотні. Причому для металів із змінною валентністю існує така залежність: при низькому валентному стані металу (не вище III) він утворює осно́вний оксид, при високому валентному стані (від IV до VII) він утворює кислотний оксид, а при проміжному (звичайно від II до IV) він утворює амфотерний оксид. Осно́вні, кислотні і амфотерні оксиди називають ще солетвірними, бо вони при взаємодії з кислотами або основами утворюють солі.

Індиферентними називають такі оксиди, які не взаємодіють ні з кислотами, ні з основами і солей не утворюють. Тому їх називають ще несолетвірними оксидами. Індиферентних оксидів небагато: до них належать монооксид вуглецю CO, оксид азоту(I) N₂O, оксид азоту(II) NO і деякі інші.

Деякі елементи можуть утворювати подвійні (змішані) оксиди. До таких речовин відносяться, наприклад, змішані оксиди заліза FeO·Fe₂O₃, свинцю PbO·PbO₂ та срібла Ag₂O·Ag₂O₃

Оксиди можна одержувати різними способами.

• Безпосереднім сполученням елементів з киснем:

${\displaystyle \mathrm {2Zn+O_{2}\longrightarrow 2ZnO} }$

${\displaystyle \mathrm {4P+5O_{2}\longrightarrow 2P_{2}O_{5}} }$

• Окисленням різних сполук киснем:

${\displaystyle \mathrm {CH_{4}+2O_{2}\longrightarrow CO_{2}+2H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {H_{2}S+3O_{2}\longrightarrow 2SO_{2}+2H_{2}O} }$

• Розкладанням гідроксидів при нагріванні:

${\displaystyle \mathrm {Ca(OH)_{2}\longrightarrow CaO+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {2Fe(OH)_{3}\longrightarrow Fe_{2}O_{3}+3H_{2}O} }$

• Розкладанням солей кисневих кислот при нагріванні:

${\displaystyle \mathrm {CaCO_{3}\longrightarrow CaO+CO_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {Cu_{2}(OH)_{2}CO_{3}\longrightarrow CuO+CO_{2}+H_{2}O} }$

• Природні оксиди
• Супероксиддисмутази
• Супероксид-йон
• Субоксиди

• Encyclopedia of Physical Science and Technology / Robert A. Meyers. — 3rd. — San Diego : Academic Press, 2002. — 15453 p. — ISBN 978-0-12-227410-7. (англ.)
• Деркач Ф. А. Хімія. — Львів : Львівський університет, 1968. — 312 с.
• Григор'єва В. В., Самійленко В. М., Сич. А. М. Загальна хімія. — К. : «Вища школа», 1991. — С. 140-145. — ISBN 5-11-003667-5.