非金属元素是元素的一大类，在所有的118种化学元素中，非金属占了23种。在周期表中，除氢以外，其它非金属元素都排在表的右侧和上侧。包括氢、硼、碳、氮、氧、氟、硅、磷、硫、氯、砷、硒、溴、碲、碘、砈、氦、氖、氩、氪、氙、氡、鿫(注音:ㄠˋ，拼音:ào)。大部分非金属属于P区。氢和氦则是S区元素。[1]大部分的非金属元素在现在社会中占有重要位置。
性质
非金属在室温下可以是气体或固体（除了溴，惟一一个液体非金属元素）。非金属元素在固体时并没有闪亮的表面，但是不同的元素会有不同的颜色，例如碳是黑色的，而硫是黄色的。非金属的硬度有明显的差别，例如硫是很软的，但钻石（碳的一种）却是全世界最硬的。非金属是易碎的，而且密度比金属要低。非金属不是好的导热体（除了碳在钻石的形态下），是电的绝缘体（除了碳在石墨的形态下）。
非金属性
非金属性是非金属元素的通性，它指某种非金属元素的原子得到电子的能力。某元素原子非金属性越强，即其得电子能力越强。
由元素周期表上看，靠右的元素非金属性比靠左的元素非金属性要强，靠上的元素非金属性比靠下的元素非金属性要强。
对于元素的单质，非金属性体现在单质的氧化性上。（参见元素周期律。）
单质
物理性质
非金属单质大多是分子晶体，少部分为原子晶体和过渡型的层状晶体。
单质共价键数大部分符合8-N规则
- 稀有气体：8-8=0（2-2=0），为单原子分子
- 卤素、氢：8-7=1（2-1=1），为双原子分子
- ⅥA族的硫、硒、碲：8-6=2，为二配位的链形与环形分子
- ⅤA族的磷、砷：8-5=3，为三配位的有限分子P4,As4，灰砷和黑磷为层状分子
- ⅣA族的碳、硅：8-4=4，为四配位的金刚石型结构。
少数分子由于形成π键、大Π键或d轨道参与成键，键型发生变化，于是不遵守8-N规则。如N2、O2分子中的原子间的键不是单键；硼单质和石墨结构中，键的个数也不等于8-N个。
物理性质可分为三类
- 稀有气体及O2、N2、H2、F2、Cl2：一般状态下为气体，固体为分子晶体，熔沸点很低
- 多原子分子，S8、P4等：一般状态下为固体，分子晶体，熔沸点低，但比第一类高
- 大分子单质，金刚石、晶态硅等：原子晶体，熔沸点高
化学反应
活泼非金属元素，如F2、Cl2、Br2、O2、P、S等，能与金属形成简单阴离子化合物（如硫化物）或含氧酸盐等。非金属元素之间也能形成卤化物、氧化物、无氧酸、含氧酸等。
大部分单质不与水反应，仅卤素与高温下的碳能与水发生反应。
非金属一般不与非氧化性稀酸发生反应，但是硼、碳、磷、硫、碘、砷等可以被浓HNO3、浓H2SO4及王水氧化。
除碳、氮、氧外，一般可以和碱溶液发生反应，对于有变价的主要发生歧化反应；Si、B则是从碱溶液中置换出氢气；浓碱时，F2能氧化出O2
成键方式
非金属原子之间主要成共价键，而非金属元素与金属元素之间主要成离子键。
非金属原子之间成共价键的原因是，两种原子均有获得电子的能力，都倾向于获得对方的电子使自己达到稳定的构型，于是两者就共用电子对以达此目的。
而金属原子失去电子的能力较强，与非金属相遇时就一者失电子、一者得电子，双方均达到稳定结构。
多原子的共价分子常常出现的一种现象是轨道杂化，这使得中心原子更易和多个原子成键。
非金属原子之间形成的共价键中，除了一般的σ键和π键，还有一种大Π键。大Π键是离域的，可以增加共价分子或离子的稳定性。
化合物
由于非金属元素复杂的成键方式，几乎所有的化合物中都含有非金属元素。
如果非金属元素与金属元素一同形成无机化合物，则可以形成无氧酸盐、含氧酸盐及配合物这几类物质。如果只由非金属元素形成无机物，则可以形成一系列共价化合物，如酸等。
非金属元素碳是有机化合物的基础。
分子氢化物
除稀有气体以外，所有非金属元素都能形成最高价态的共价型简单氢化物。
- 熔沸点：同一族的熔点、沸点从上到下递增。但NH3、H2O、HF的沸点因为存在氢键而特别高。
- 热稳定性：同一周期自左向右依次增加，同一族自上而下减少，与非金属元素电负性变化规律一样。
- 还原性：除HF外都具有还原性，其变化规律与稳定性相反，稳定性大的还原性小。
此外C、Si、B能分别形成碳烷、硅烷、硼烷一系列非金属原子数≥2的氢化物。
含氧酸及其盐
除稀有气体[2]外，所有非金属元素都能形成含氧酸，且在酸中呈正氧化态。同一族从下到上、同一周期从左到右，非金属最高价含氧酸的酸性逐渐增强。但其他价含氧酸不遵循此规律。
非金属含氧酸中，高氧化态的强酸常具有氧化性，如硫酸(H2SO4)、硝酸(HNO3)等；一些弱酸如次氯酸也是氧化性酸。还原性酸包括亚硫酸、亚磷酸等。
造字法
在中文中，非金属元素的名称都没有金字旁，而是以它们在常温下的状态分别加气字头、三点水、石字旁。
