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，是电的绝缘体（除了碳在石墨的形态下）。

非金属非金属性

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。

非金属物理性质

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：

1、稀有气体：8-8=0（2-2=0），为单原子分子。

2、卤素，氢：8-7=1（2-1=1），为双原子分子。

3、VIA族的硫、硒、碲：8-6=2，为二配位的链形与环形分子。

4、VA族的磷、砷：8-5=3，为三配位的有限分子P_4、As₄，灰砷和黑磷为层状分子。

5、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：

1. 稀有气体及O₂、N₂、H₂等：一般状态下为气体，固体为分子晶体，熔沸点很低

2. 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

3. 大分子单质，金刚石、晶态硅等。原子晶体，熔沸点高。

非金属氧化性还原性

元素的金属性越强，它的单质还原性越强，而它阳离子的氧化性越弱。例如：金属性Na>Mg>Al，单质的还原性Na>Mg>Al，阳离子的氧化性Na Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>H>Cu>Hg>Ag>Pt>Au，而阳离子的氧化性为：K S，它们的单质的氧化性Cl2>Br2>I2>S，还原性Cl2。

非金属元素周期表

对于主族元素来说，同周期元素随着原子序数的递增，原子核电荷数逐渐增大，而电子层数却没有变化，因此原子核对核外电子的引力逐渐增强，随原子半径逐渐减小，原子失电子能力逐渐降低，元素金属性逐渐减弱；而原子得电子能力逐渐增强，元素非金属性逐渐增强。

例如：对于第三周期元素的金属Na>MgS>P>Si。

同主族元素，随着原子序数的递增，电子层逐渐增大，原子半径明显增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减小，元素的原子失电子逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以元素的金属性逐渐增强，非金属性减弱。

例如：第一主族元素的金属性H Cl>Br>I。

综合以上两种情况，可以作出简明的结论：在元素周期表中，越向左、下方，元素金属性越强，金属性最强的金属是Cs；越向右、上方，元素的非金属越强，非金属性最强的元素是F。

例如：金属性K>Na>Mg，非金属性O>S>P。

非金属化学反应

一般说来，元素的金属性越强，它的单质与水或酸反应越剧烈，对应的碱的碱性也越强。例如：金属性Na>Mg>Al，常温时单质Na与水能剧烈反应，单质Mg与水能缓慢地进行反应，而单质Al与水在常温时很难进行反应，它们对应的氧化物的水化物的碱性NaOH>Mg(OH) ₂>Al(OH) ₃。元素的非金属性越强，它的单质与H ₂反应越剧烈，得到的气态氢化物的稳定性越强，元素的最高价氧化物所对应的水化物的酸也越强。

例如：非金属Cl>S>P>Si，Cl ₂与H ₂在光照或点燃时就可能发生爆炸而化合，S与H ₂须加热才能化合，而Si与H ₂须在高温下才能化合并且SiH ₄极不稳定；氢化物的稳定HCl>H ₂S>PH ₃>SiH ₄；这些元素的最高价氧化物的水化物的酸性HClO ₄>H ₂SO ₄>H ₃PO ₄>H ₄SiO ₄。

因此，在化学反应中的表现可以作为判断元素的金属性或非金属强弱的依据。另外，还可以根据金属或非金属单质之间的相互置换反应，进行金属性和非金属性强弱的判断。一种金属把另一金属元素从它的盐溶液里置换出来，表明前一种元素金属性较强；一种非金属单质能把另一种非金属单质从它的盐溶液或酸溶液中置换出来，表明前一种元素的非金属性较强。

非金属与金属性区别

在金属晶体中，金属原子的自由电子在整个晶体中移动，依靠此种流动电子，使金属原子相互结合成为晶体的键称为金属键。对于主族元素，随原子序数的递增，金属键的强度逐渐减弱，因此金属单质的熔、沸点逐渐降低。

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。

非金属物质分类

非金属化合物

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。

非金属分子氢化物

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NH ₃、H ₂O、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。

非金属含氧酸及其盐

除稀有气体、氧、氟元素以外，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（H ₂SO ₄）、硝酸（HNO ₃）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。2100433B

通常条件下为气体或没有金属特性的脆性固体或液体，如元素周期表右上部15种元素和氢元素，零族元素的单质。非金属元素是元素的一大类，在所有的一百多种化学元素中，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，属于p区。包括氢、硼、碳、氮、氧、氟、硅、磷、硫、氯、砷、硒、溴、碲、碘、砹、氦、氖、氩、氪、氙、氡，80%的非金属元素在社会中占有重要位置。

大部分非金属原子具有较多的价层s、p电子，可以形成双原子分子气体或骨架状，链状或层状大分子的晶体结构。金属和非金属之间有被称为类金属的砷，锑，硅，锗等。

当温度或压力等条件发生变化时，金属或非金属可能转化。如金属锡在低温下可变成非金属的灰锡。

非金属性决定因素

两元素非金属性强弱实际上只由两元素形成二元化合物时二者的化合价决定。

非金属性其他常见非金属性的比较规律

（注意，这些规则有些比较片面，实际上存在反例，并非可靠判据；）：

1、由元素原子的氧化性判断：一般情况下，氧化性越强，对应非金属性越强。（反例：氮原子氧化性弱于氯原子）

2、由单质和水生成酸的反应程度判断：反应越剧烈，非金属性越强。

3、由对应氢化物的热稳定性判断：氢化物热稳定性越高，非金属性越强。（反例：甲烷比氨分解温度高）

4、由和氢气化合的难易程度判断：化合越容易，非金属性越强。（反例：氯比氮更易与氢反应）

5、由最高价氧化物对应水化物的酸性来判断：酸性越强，非金属性越强。（反例：硝酸的酸性弱于硫酸和高氯酸，硒酸的酸性强于硫酸，部分金属含氧酸（如高锰酸）酸性很强，但它是金属，比非金属的非金属性弱）

值得注意的是：氟元素没有正价态，氧不能与氧反应产生价态，硝酸则因分子内氢键导致酸性较弱，所以最高价氧化物对应水化物的酸性最强的是高氯酸，而不是非金属性高于氯的氮氧氟。

6、由对应阴离子的还原性判断：还原性越强，对应非金属性越弱。（反例：硫离子还原性强于砹离子，氢氧根还原性强于氯离子）

7、由置换反应判断：强置弱。（反例：氯气可以从水中置换出氧气（本反应热力学可行，动力学上则因为中间产物次氯酸分解较慢导致反应速率较慢，光照则可以加速该反应），从氨气中置换出氮气，但氯的非金属性弱于氧氮）此外，若依据置换反应来说明元素的非金属性强弱，则非金属单质应做氧化剂，非金属单质做还原剂的置换反应不能作为比较非金属性强弱的依据。

8、按元素周期律，同周期元素由左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强；同主族元素由上到下，随电子层数的增加，非金属性减弱。对角线斜率：2→3周期约为-0.5，其余约为-22100433B