非金屬元素是元素的一大類，在所有的118種化學元素中，非金屬佔了23種。在周期表中，除氫以外，其它非金屬元素都排在表的右側和上側。包括氫、硼、碳、氮、氧、氟、矽、磷、硫、氯、砷、硒、溴、碲、碘、砈、氦、氖、氬、氪、氙、氡、鿫(注音:ㄠˋ，拼音:ào)。大部分非金屬屬於P區。氫和氦則是S區元素。[1]大部分的非金屬元素在現在社會中佔有重要位置。
性質
非金屬在室溫下可以是氣體或固體（除了溴，惟一一個液體非金屬元素）。非金屬元素在固體時並沒有閃亮的表面，但是不同的元素會有不同的顏色，例如碳是黑色的，而硫是黃色的。非金屬的硬度有明顯的差別，例如硫是很軟的，但鑽石（碳的一種）卻是全世界最硬的。非金屬是易碎的，而且密度比金屬要低。非金屬不是好的導熱體（除了碳在鑽石的形態下），是電的絕緣體（除了碳在石墨的形態下）。
非金屬性
非金屬性是非金屬元素的通性，它指某種非金屬元素的原子得到電子的能力。某元素原子非金屬性越強，即其得電子能力越強。
由元素周期表上看，靠右的元素非金屬性比靠左的元素非金屬性要強，靠上的元素非金屬性比靠下的元素非金屬性要強。
對於元素的單質，非金屬性體現在單質的氧化性上。（參見元素周期律。）
單質
物理性質
非金屬單質大多是分子晶體，少部分為原子晶體和過渡型的層狀晶體。
單質共價鍵數大部分符合8-N規則
- 稀有氣體：8-8=0（2-2=0），為單原子分子
- 鹵素、氫：8-7=1（2-1=1），為雙原子分子
- ⅥA族的硫、硒、碲：8-6=2，為二配位的鏈形與環形分子
- ⅤA族的磷、砷：8-5=3，為三配位的有限分子P4,As4，灰砷和黑磷為層狀分子
- ⅣA族的碳、矽：8-4=4，為四配位的金剛石型結構。
少數分子由於形成π鍵、大Π鍵或d軌道參與成鍵，鍵型發生變化，於是不遵守8-N規則。如N2、O2分子中的原子間的鍵不是單鍵；硼單質和石墨結構中，鍵的個數也不等於8-N個。
物理性質可分為三類
- 稀有氣體及O2、N2、H2、F2、Cl2：一般狀態下為氣體，固體為分子晶體，熔沸點很低
- 多原子分子，S8、P4等：一般狀態下為固體，分子晶體，熔沸點低，但比第一類高
- 大分子單質，金剛石、晶態矽等：原子晶體，熔沸點高
化學反應
活潑非金屬元素，如F2、Cl2、Br2、O2、P、S等，能與金屬形成簡單陰離子化合物（如硫化物）或含氧酸鹽等。非金屬元素之間也能形成鹵化物、氧化物、無氧酸、含氧酸等。
大部分單質不與水反應，僅鹵素與高溫下的碳能與水發生反應。
非金屬一般不與非氧化性稀酸發生反應，但是硼、碳、磷、硫、碘、砷等可以被濃HNO3、濃H2SO4及王水氧化。
除碳、氮、氧外，一般可以和鹼溶液發生反應，對於有變價的主要發生歧化反應；Si、B則是從鹼溶液中置換出氫氣；濃鹼時，F2能氧化出O2
成鍵方式
非金屬原子之間主要成共價鍵，而非金屬元素與金屬元素之間主要成離子鍵。
非金屬原子之間成共價鍵的原因是，兩種原子均有獲得電子的能力，都傾向於獲得對方的電子使自己達到穩定的構型，於是兩者就共用電子對以達此目的。
而金屬原子失去電子的能力較強，與非金屬相遇時就一者失電子、一者得電子，雙方均達到穩定結構。
多原子的共價分子常常出現的一種現象是軌道雜化，這使得中心原子更易和多個原子成鍵。
非金屬原子之間形成的共價鍵中，除了一般的σ鍵和π鍵，還有一種大Π鍵。大Π鍵是離域的，可以增加共價分子或離子的穩定性。
化合物
由於非金屬元素複雜的成鍵方式，幾乎所有的化合物中都含有非金屬元素。
如果非金屬元素與金屬元素一同形成無機化合物，則可以形成無氧酸鹽、含氧酸鹽及配合物這幾類物質。如果只由非金屬元素形成無機物，則可以形成一系列共價化合物，如酸等。
非金屬元素碳是有機化合物的基礎。
分子氫化物
除稀有氣體以外，所有非金屬元素都能形成最高價態的共價型簡單氫化物。
- 熔沸點：同一族的熔點、沸點從上到下遞增。但NH3、H2O、HF的沸點因為存在氫鍵而特別高。
- 熱穩定性：同一周期自左向右依次增加，同一族自上而下減少，與非金屬元素電負性變化規律一樣。
- 還原性：除HF外都具有還原性，其變化規律與穩定性相反，穩定性大的還原性小。
此外C、Si、B能分別形成碳烷、矽烷、硼烷一系列非金屬原子數≥2的氫化物。
含氧酸及其鹽
除稀有氣體[2]外，所有非金屬元素都能形成含氧酸，且在酸中呈正氧化態。同一族從下到上、同一周期從左到右，非金屬最高價含氧酸的酸性逐漸增強。但其他價含氧酸不遵循此規律。
非金屬含氧酸中，高氧化態的強酸常具有氧化性，如硫酸(H2SO4)、硝酸(HNO3)等；一些弱酸如次氯酸也是氧化性酸。還原性酸包括亞硫酸、亞磷酸等。
造字法
在中文中，非金屬元素的名稱都沒有金字旁，而是以它們在常溫下的狀態分別加氣字頭、三點水、石字旁。
