无论此刻你是学业上的佼佼者还是暂时遇到瓶颈，无论你正站在成功的顶峰还是经历失意的低谷，无论你内心充满迷茫还是目标明确，都请记得认识自己，并给予自己最真挚的关爱。再如何羡慕他人的财富地位，那终究不是你的。收起虚假的伪装和愚昧，勇敢做自己，永远记得无论境遇如何，你都是独一无二的自己，请善待这份珍贵。
小编精心整理了《人教版高二年级化学选修三知识点总结》，助你轻松掌握化学核心知识。以下是详细内容：
原子构造原理是电子排入轨道的顺序，它深刻揭示了原子核外电子的能级分布规律。这一原理不仅是书写基态原子电子排布式的关键依据，也是绘制基态原子轨道表示式的重要参考。值得注意的是，不同能层的能级存在交错现象，例如E(3d)>E(4s)、E(4d)>E(5s)、E(5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。原子轨道的能量关系遵循ns<(n-2)f<(n-1)d的规律。能级组序数与元素周期表的周期序数一一对应，而能级组原子轨道所能容纳的电子总数则直接反映了每个周期的元素数量。根据构造原理，在多电子原子的电子排布中，各能层最多可容纳2n²个电子；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。
基态与激发态是原子能级的重要概念。基态是指原子处于最低能量状态，而激发态则是原子在吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。当不同元素的原子发生电子跃迁时，会吸收或释放不同能量的光能，从而产生独特的原子光谱，包括吸收光谱和发射光谱。原子光谱的发现与分析，不仅有助于发现新元素，还能通过特征谱线精确鉴定元素身份。
元素周期表的结构由原子结构决定：原子核外的能层数决定了元素所在的周期，而原子的价电子总数则决定了元素所属的族。周期的划分基于能层相同且电子数依次增多的元素排列，即每个周期代表元素周期表中的一行，共有七个周期。同周期元素从左到右（除稀有气体外），金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。族的划分则依据价电子数相同（外围电子排布相同）的元素排列，即每个族代表元素周期表中的一列（第Ⅷ族除外），共有十八个列、十六个族。同主族元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。此外，根据电子排布，周期表中的元素可分为五个区：s区、p区、d区、f区和ds区，除ds区外，各区的名称均来自按构造原理最后填入电子的能级符号。
元素周期律揭示了元素性质随核电荷数递增而呈现周期性变化的规律。这一规律主要体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等方面的周期性变化。元素性质的周期性变化源于原子外电子层构型的周期性。
关于分子极性与共价键极性的关系，需明确两者研究对象和研究方向的不同。共价键的极性研究的是原子间共用电子对的偏离与偏向，而分子极性则研究分子中电荷分布是否均匀。非极性分子中可能含有极性键或非极性键，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含极性键，而F₂、N₂、P₄、S₈等非金属单质只含非极性键，C₂H₆、C₂H₄、C₂H₂等则既含极性键又含非极性键。极性分子中一定含有极性键，可能含有非极性键，如HCl、H₂S、H₂O₂等。判断分子极性的方法包括：单原子分子（如He、Ne）无极性问题；双原子分子中若含极性键即为极性分子（如HCl），含非极性键则为非极性分子（如O₂）；多原子分子则需考虑分子空间构型，电荷分布均匀（如BF₃、CH₄）为非极性分子，不均匀（如NH₃、SO₂）则为极性分子。此外，根据中心原子A的最外层价电子是否全部参与形成相同共价键（或A是否达价）也可判断。
相似相溶原理指出，极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。该原理的适用范围是分子的极性相似性。当溶剂与溶质间存在氢键时，氢键作用力越强，溶解性越好；反之，无氢键相互作用的溶质在水中的溶解度则相对较小。
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