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Os elementos do Grupo 18, hélio (He), neônio (Ne), argônio (Ar), criptônio (Kr), xenônio (Xe) e radônio (Rn), são todos gases monoatômicos por serem menos reativos e já tiveram vários nomes coletivos ao longo dos anos, à medida que diferentes aspectos de suas propriedades foram sendo identificados e contestados. Assim, eles foram chamados de gases raros pela sua dificuldade de se encontrar, de gases inertes por não reagirem com outros elementos, e atualmente, são chamados de gases nobres como os metais nobres. O primeiro nome é inadequado, uma vez que o argônio está longe de ser raro (ele é bem mais abundante do que o CO2 na atmosfera). O segundo tornou-se inadequado após a descoberta dos compostos de xenônio. A designação gases nobres é aceita agora pois ela transmite a ideia de baixa, mas significativa, reatividade.
Essa baixa reatividade pode ser entendida em termos das suas propriedades atômicas e, em particular, suas configurações eletrônicas de valência no estado fundamental (). Os aspectos significativos são as suas altas energias de ionização e as afinidades eletrônicas negativas. A primeira energia de ionização é alta porque a carga nuclear efetiva é alta na extremidade direita do período, assim suas afinidades eletrônicas são negativas porque o elétron que chega ocupará um orbital em uma nova camada.
O hélio constitui 23% da massa do universo e do Sol, sendo o segundo elemento mais abundante depois do hidrogênio, e na atmosfera ele é raro porque os seus átomos têm uma velocidade suficientemente alta para escapar da Terra. Todos os outros gases nobres ocorrem na atmosfera e a abundância do argônio (0,94% por volume) e do neônio (1,5 × 10–3%) torna esses dois elementos mais abundantes do que muitos elementos familiares, como o arsênio e o bismuto, na crosta terrestre. O xenônio e o radônio são os elementos mais raros do grupo, em que o radônio é um produto de decaimento radioativo e, como seu número atômico é maior do que o do chumbo, ele é instável, sendo responsável por cerca de 50% da radiação de fundo.

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O selênio pode ser obtido da lama residual produzida nas plantas de ácido sulfúrico, já o selênio e o telúrio podem ser obtidos dos minérios de sulfeto de cobre, nos quais ocorrem como seleneto ou telureto de cobre, o método para obtenção vai depende dos outros compostos ou elementos presentes. A primeira etapa, geralmente, envolve a oxidação na presença do carbonato de sódio, em seguir, a solução contendo Na2SeO3 e Na2TeO3 é acidificada com ácido sulfúrico, tendo o Te que precipita como dióxido, deixando o ácido selenoso, H2SeO3, em solução e o selênio podendo ser recuperado por tratamento com SO2.O telúrio é liberado dissolvendo-se o TeO2 em solução aquosa de hidróxido de sódio, seguido de redução eletrolítica.
Da mesma forma que o S, existem três polimorfos do Se que contêm anéis Se8 e diferem apenas na forma de empacotamento dos anéis para formar o selênio vermelho nas formas α, β e γ. A forma mais estável à temperatura ambiente é o selênio metálico cinza, um material cristalino composto de cadeias helicoidais. A forma comercial comum do elemento é o selênio preto amorfo que  tem uma estrutura muito complexa formada por anéis de até 1000 átomos de Se. Outra forma amorfa de selênio, obtida pela deposição do vapor, é usada como fotorreceptor no processo de fotocópia. O selênio é um elemento essencial para os seres humanos, mas há uma faixa estreita de concentração entre o mínimo diário necessário e a toxicidade. Um primeiro sinal de envenenamento por Se é um cheiro de alho no hálito, devido ao selênio metilado.
O selênio exibe tanto um caráter fotovoltaico, quando a luz é convertida diretamente em eletricidade, quanto um caráter fotocondutivo. A fotocondutividade do selênio cinza vem da capacidade da luz incidente de excitar elétrons através da separação relativamente pequena entre as suas bandas (2,6 eV no material cristalino e 1,8 eV no material amorfo). Essas propriedades tornam o Se útil para a fabricação de fotocélulas e medidores de intensidade luminosa em fotografia, assim como nas células solares. O selênio também é um semiconduto, sendo usado em aplicações eletrônicas e de estado sólido, e ainda usado nos tambores das fotocopiadoras e na indústria do vidro para fazer vidros e esmaltes vermelhos.
O telúrio cristaliza em uma estrutura em cadeia, semelhante à do selênio cinza, já o polônio cristaliza em uma estrutura cúbica primitiva e, em temperaturas acima de 36°C, numa estrutura bem semelhante em que uma estrutura cúbica primitiva representa um empacotamento ineficiente dos átomos, e o Po é o único elemento que adota essa estrutura em condições normais. O telúrio e o polônio são altamente tóxicos devido a sua intensa radioatividade. Numa comparação em base de massa, ele é 2,5 × 1011 vezes mais tóxico do que o ácido cianídrico. Todos os 33 isótopos do polônio são radioativos, sendo encontrado no tabaco, como um contaminante, e em minérios de urânio. Ele pode ser produzido em pequenas quantidades (alguns gramas) por meio da irradiação do 209Bi (número atômico 83) com nêutrons, formando o 210Po (número atômico 84):
O Po metálico pode ser, então, separado do Bi restante por destilação fracionada ou por eletrodeposição sobre uma su- perfície metálica.
Selênio, telúrio e polônio combinam-se diretamente com a maioria dos elementos, embora menos facilmente que o O e o S. A ocorrência de ligações múltiplas é menor do que para o O e o S, assim como a tendência à catenação (comparado com o S) e o número de alótropos. A inesperada dificuldade de oxidar o Se a Se(VI) é um exemplo da alternância que caracteriza grande parte da química dos elementos 4p.

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O enxofre pode ser extraído de depósitos do elemento pelo processo Frasch, no qual o depósito subterrâneo é forçado para a superfície usando-se água superaquecida, vapor e ar comprimido. O enxofre assim obtido está fundido, sendo deixado para esfriar em grandes lagos. O processo consome
muita energia, e o sucesso comercial depende do acesso a água e energia baratas. A obtenção a partir do gás natural e do petróleo pelo processo Claus tem superado o processo Frasch para a obtenção do enxofre. Neste processo, o H2S é primeiramente oxidado ao ar a 1000–1400°C. Essa etapa produz um pouco de SO2, que então reage com o H2S restante a 200–350°C sobre um catalisador.
Diferentemente do O, o S (e todos os membros mais pesados do grupo) tende a formar ligações simples com ele mesmo, em vez de ligações duplas, com essa tendência leva à catenação, ocorre devido à força relativa das ligações σ p–p (que aumenta do O para o S) e π p–p (que diminui do O para o S). Como resultado, o S agregase em moléculas maiores ou estruturas estendidas e, consequentemente, é um sólido à temperatura ambiente.
A forma comum polimórfica ortorrômbica amarela, α-S8, consiste em anéis de oito membros em forma de coroa , e todas as outras formas de S eventualmente revertem para essa forma. O α-enxofre, ortorrômbico, é um isolante térmico e elétrico que, aquecido a 93°C, o empacotamento dos anéis S8 modifica-se, formando o β-S8, monoclínico e resfriando-se o enxofre fundido, que foi aquecido acima de 150°C, forma-se o γ-enxofre, monoclínico. O γ-enxofre, monoclínico é um polimorfo que consiste anéis S8 como nas formas α e β, mas o empacotamento dos anéis é mais eficiente, resultando em uma maior densidade.
O enxofre ortorrômbico funde a 113°C; o líquido amarelo formado escurece acima de 160°C, tornando-se mais viscoso à medida que os anéis de enxofre se abrem e polimerizam. Os polímeros helicoidais Sn resultantes podem ser tirados do material fundido e resfriados rapidamente para formar materiais metaestáveis semelhantes à borracha, os quais revertem lentamente para α-S8 à temperatura ambiente. As formas S2 e S3 são observadas em fase gasosa. O S3 é vermelho-cereja e sua molécula é angular como o ozônio. A espécie gasosa mais estável é o S2 violeta, cuja molécula, assim como o O2, possui ligações σ e π, com um estado fundamental tripleto.
O enxofre reage diretamente com muitos elementos à temperatura ambiente ou em temperaturas elevadas. Ele inflama-se em F2 para formar SF6, reage rapidamente com Cl2 para formar S2Cl2 e dissolve-se em Br2 para formar S2Br2, o qual dissocia-se rapidamente. Ele não reage com I2 líquido, o qual pode, portanto, ser usado como um solvente de baixa temperatura para o enxofre. O enxofre atômico, S, é extremamente reativo, e os estados tripleto e singleto possuem reatividades diferentes, assim como o O.
A maior parte do enxofre produzido industrialmente é usada na fabricação do ácido sulfúrico, H2SO4, que é um dos mais importantes produtos químicos manufaturados. O ácido sulfúrico tem muitos usos, dentre os quais a síntese de fertilizantes e, em solução aquosa diluída, como eletrólito nas baterias chumbo-ácido. O enxofre é um dos componentes da pólvora (uma mistura de nitrato de potássio, KNO3, carbono e enxofre) sendo também usado na vulcanização da borracha natural.

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A configuração eletrônica sugere que o número de oxidação –2 também deve ser estável, o que é muitíssimo comum para o oxigênio já para o S, Se e Te eles formam compostos estáveis com números de oxidação entre –2 e +6.
Além das suas propriedades físicas distintas, o O é quimicamente bastante diferente dos outros membros do grupo devido ao seu tamanho e sendo o segundo elemento mais eletronegativo da tabela periódica, assim sendo mais eletronegativo do que os seus congêneres. Devido ao seu pequeno raio atômico, o oxigênio possui ausência de orbitais d acessíveis também contribuem para o seu caráter químico diferenciado. Assim, o oxigênio raramente apresenta um número de coordenação maior do que 3 em compostos moleculares simples.
O dioxigênio (O2) oxida muitos elementos e reage com muitos compostos orgânicos e inorgânicos quando em condições apropriadas. Apenas os gases nobres He, Ne e Ar não formam óxidos diretamente, mas pode ser encontrado o oxigenio ligado ao xenonio, que é um gás nobre, essa ligação só e possivel pois o xenonio possui um raio muito grande, assim tento menor carga efetiva sobre os seus ultimos eletrons.
O oxigênio é o elemento mais abundante da crosta da Terra, com 46% em massa, e está presente em todos os minerais silicatos, correspondendo por 86% da massa dos oceanos e 89% da água. Uma pessoa normal tem dois terços da sua massa como oxigênio. O dioxigênio, inteiramente formado pela decomposição da água pela ação dos organismos fotossintéticos, constitui 21% em massa da atmosfera . O oxigênio é também o terceiro elemento mais abundante no Sol e o elemento mais abundante na superfície da Lua (46% em massa). O oxigênio também ocorre como ozônio, O3, um gás pungente altamente reativo que é crucial para a proteção da vida na Terra, uma vez que protege a superfície da radiação solar ultravioleta.

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O grupo 16 é constituido pelos elementos de oxigênio, enxofre, selenio, telurio e polonio. Suas configurações eletronicas de grupo é ns² np⁴, assim o estado de oxidação maximo dos elementos é de +VI.
O oxigênio, exofre e selenio são não metais, o telurio é um metal e por fim o polonio que é uma material radioativo. O enxofre é o unico do grupo capaiz de se concatenar, assim tendo diverso alótropos e polimorfos.

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A química inorgânica lida com as propriedades de todos os elementos da tabela periódica que são sub divididas em blocos de acordo o ultimo orbital. Embora essa variedade e diversidade sejam aspectos de qualquer estudo da química inorgânica, existem padrões e tendências que enriquecem e reforçam nossa compreensão dessa disciplina. Tendências na reatividade, estrutura e propriedades dos elementos e seus compostos fornecem uma visão ampla da tabela periódica e uma base sobre a qual construímos nosso conhecimento.
Os compostos inorgânicos variam de sólidos iônicos, que podem ser descritos por meio de aplicações simples da eletrostática clássica, a compostos covalentes e metais, que são melhor descritos por modelos derivados da mecânica quântica. Podemos explicar e interpretar as propriedades e reações químicas da maioria dos compostos inorgânicos por meio de modelos qualitativos baseados na mecânica quântica, como orbitais atômicos e seu uso na formação de orbitais moleculares.

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Esse grupo é constituído pelos elementos C, Si, Ge, Sn e Pb. A principal característica desse grupo ns² np² é sua configuração eletrônica da última camada  assim podendo apresentar estados de oxidação de até +IV.
Os elementos são poucos reativos, mas a reatividade aumenta de cima para baixo dentro do grupo, assim o estado de oxidação +II se torma mais estável ao desscer do grupo.

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Todos os elementos formam hidretos tetravalentes, EH4, com o hidrogênio, e o carbono e o silício formam hidretos moleculares catenados, ou seja, podem formar grande estruturas de hidretos.
A estabilidade dos tetra - hidretos varia na ordem SiH4<GeH4>SnH4>PbH4. A presença de grupos alquila ou arila estabiliza os hidretos de todos os três elementos. Por exemplo, o trimetilplumbano, (CH3)3PbH, começa a decompor- se a 230°C, mas pode sobreviver por várias horas à temperatura ambiente.

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Por ter grande capacidade de se concatenar, o carbono apresenta diversos alotropos com o diamante, grafite, grafeno, nanotubos, fulereno, entre outros.
O diamante é extremamente inerte, bons condutor de calor e péssimos condutores elétricos, alem de possuirem alta dureza. Estruturalmente tem célula unitária é  cubíca onde cada carbono esta intercalando com outros quatro carbonos, formando assim uma molécua gigante tridimensional.
O grafite é uma estrutura lamelar, em que cada camada fina hexagonais de carbono estão sobreposta uma em cima da outra por uma interação fraca de van der Walls.

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Os dois óxidos familiares de carbono são o CO e o CO₂. Dentre os óxidos menos familiares temos o subóxido de carbono, O=C=C=C=O. O comprimento de ligação no monóxido de carbono (CO) é pequeno e sua ligação é forte (entalpia de ligação igual a 1076 kJ mol–1) e sua constante de força é alta esses aspectos estão de acordo com a presença de uma ligação tripla na sua estrutura. O dióxido de carbono, CO₂, mostra várias diferenças significativas em relação ao monóxido de carbono. As ligações são mais longas e as constantes de força de estiramento são menores no CO₂ do que no CO, o que é consistente com a presença de ligações duplas, e não triplas, no CO₂.

A elevada afinidade do silício pelo oxigênio explica a existência de uma grande variedade de minerais silicatos e compostos sintéticos de silício e oxigênio que são importantes na mineralogia, nos processos industriais e no laboratório. O óxido de silício mais simples é a sílica quimicamente estável, SiO₂, que ocorre de diversas formas, todas baseadas na unidade tetraédrica SiO₄. Com exceção das fases raras de alta temperatura, as estruturas dos silicatos são restritas ao Si tetraédrico. Desta forma, o ortossilicato é o [SiO₄]⁴⁻ e o dissilicato é o [O₃SiOSiO₃]⁶⁻. Os sólidos amorfos conhecidos como vidros podem ser obtidos, ao invés dos cristais, resfriando-se o material fundido a uma velocidade apropriada. Em alguns aspectos estes vidros assemelham-se aos líquidos. Como nos líquidos, as suas estruturas são organizadas em distâncias de correspondentes a umas poucas interações espaciais (como dentro de um único tetraedro SiO₄). Diferentemente dos líquidos, entretanto, suas viscosidades são muito altas, e do ponto de vista prático eles se comportam como sólidos.

O oxido de germânio (IV), GeO₂, assemelha-se à sílica. O oxido de germânio (II), GeO, desproporciona facilmente em Ge e GeO₂. O oxido de estanho (II), SnO, ocorre na forma dos polimorfos azul-escuro e vermelho. Ambas as formas são facilmente oxidadas a SnO₂ quando aquecidas ao ar. O chumbo forma o óxido de chumbo (IV), PbO₂, marrom, o óxido de chumbo (II), PbO, nas formas vermelha e amarela, e o óxido de valência mista, Pb₃O₄, que contém Pb IV) e Pb (II) e é conhecido como “vermelho de chumbo”. O efeito do par inerte é mais uma vez evidente na estabilidade do óxido de Pb (II) em relação ao óxido de Pb (IV).

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O ciclo mais rápido do dióxido de carbono é na atmosfera em seguida em organismos vivos e no oceanos, e o ciclo mais lento envolvendo minerais carbonatados formandos no fundo dos oceanos. Existe um equilibrio entre eles. A proporção de dióxido de carbono na atmosfera é de aproximadamente 0,046% em peso, e 0,031% em volume, sendo importante para a vida.
A fotossíntese pode remover cerca de 360 bilões de toneladas (~15%) de dióxido de carbono por ano da atmosfera. o Produto formado é o carboidrato glicose. Após de servir como fonte de energia para a planta, eventualmente a mesma quantidade de dióxido de carbono é devolvido à atmosfera, a partir da respiração de plantas e animais ou pela putrefação de restos de animais e plantas.
Além da combustão de compostos orgânicos como fonte de dióxido de carbono, tambem se tem na decomposição térmica de cálcario, na fábricação de cal para industria de cimento. nesse processo ocorre o despreendimento de moléculas de dióxido de carbono e formando óxido de cálcio.
As moléculas de dióxidodo de carbono adsorvem fortemente na regição do inravermenlho e sua presença na atmosfera diminui a perda de calor da Terra por irradiação. Esse aquecimento global é denominado "efeito estufa", alem do dióxido de nitrogenio possui outros gases que comtribuem com o aumento da temperatura.

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Aos gases nobres foram dados nomes relacionados com as suas curiosas naturezas: hélio, do grego helios, relativo ao “Sol”; neônio, do grego neos, indicando “novo”; argônio de argos, significando “inativo”; criptônio de kriptos, significando “escondido”; xenônio de xenos, significando “estranho”. O radônio foi batizado em função do rádio, uma vez que ele é um subproduto do decaimento radioativo deste elemento.
Os átomos de hélio são muito leves para serem retidos pelo campo gravitacional da Terra, de forma que a maior parte do He na Terra (5 partes por milhão, em volume) é produto da emissão α oriunda do decaimento dos elementos radioativos. Uma alta concentração de hélio, de até 7% em massa, é encontrada em certos depósitos de gás natural (principalmente nos Estados Unidos e na Europa oriental), do qual ele pode ser obtido por destilação à baixa temperatura. Um pouco de He nos chega do Sol como um vento solar de partículas α. Neônio, argônio, criptônio e xenônio são obtidos por destilação do ar líquido à baixa temperatura.
Todos os elementos são gases monoatômicos à temperatura ambiente. Em fase líquida, eles formam baixas concentrações de dímeros que são mantidos juntos por forças de dispersão. Os baixos pontos de ebulição dos gases nobres se devem às fracas forças de dispersão entre os átomos e a ausência de outras forças. Quando o hélio (especificamente o 4He, e não o isótopo raro 3He) é resfriado abaixo de 2,178 K, ele sofre uma transformação para uma segunda fase líquida conhecida como hélio-II. Essa fase é classificada como um superfluido, uma vez que ele escoa sem viscosidade. O hélio sólido só é obtido sob pressão já que sua temperatura de fusão é próximo do zero absoluto.

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o xenônio por ter um raio atomica muito grande em relação a outros gases nobre, possui pouca carga efetiva nas suas últimas camadas, sendo assim mais fácieis de forma ligações do que outros gases nobre, mas somente elementos muito eletronegativo pode interagir nessa ligação com o oxigênio e o fluor. Devido essa capacidade de se ligar com outros elemetos o xenônio tem capacidade de atingir estados de oxidação até +VIII. Hoje em a química do xenônio é muito explocada deviodo a essas propriedade do xenonio, mesmo sendo um gas nobre.