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，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

VI A族的硫、硒、碲：8-6=2，为二配位的链形与环形分子

V A族的磷、砷：8-5=3，为三配位的有限分子P 4 ,As 4 ，灰砷和黑磷为层状分子

IV A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N 2 、O 2 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O 2 、N 2 、H 2 等：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，S 8 、P 4 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F 2 、Cl 2 、Br 2 、O 2 、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HNO 3、浓H 2 SO 4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，F 2 能氧化出O 2

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NH 3 、H 2 O、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、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 2 SO 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。

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。

参考文献

^ 也有说非金属元素有16种的，这时7种稀有气体元素排除在外，也有说18种的，此时，5种类金属元素（硼、硅、砷、碲、砈）被排除在外。

参见

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