专题04 原子结构与性质（期末复习知识清单）高二化学上学期人教版

该高中化学知识清单系统梳理了原子结构与性质专题内容，涵盖原子结构、核外电子排布、元素周期表与周期律、电离能与电负性五大考点及六大易错点，搭建了从基础概念到规律应用的递进式学习支架。 清单通过思维导图统领知识框架，考点清单结合表格对比（如同位素用途表）、实例解析（如Cr电子排布式），易错清单归纳“阴上阳下，序大径小”等记忆口诀，培养科学思维与证据推理能力。分层呈现知识体系，助力学生自主复习，也为教师教学提供精准资源支持。

专题04原子结构与性质（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（5大考点）→易错清单（6大易错点） 考点01 原子结构　核素与同位素 1.原子的构成 (1)构成原子的微粒及作用 (2)微粒之间的数量关系 ①原子中：质子数(Z)= = 。 ②质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)。 ③阳离子的核外电子数=质子数-阳离子所带的电荷数。 ④阴离子的核外电子数=质子数+阴离子所带的电荷数。 (3)微粒符号周围数字代表的信息 2.元素、核素、同位素 (1)元素、核素、同位素的概念及相互关系 (2)元素、核素、同位素的理解 ①同位素的特征 同一元素的各种核素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎 ，物理性质 ；同一元素的各种稳定核素在自然界中所占的原子百分数(丰度)不变。 ②同位素之间的转化，既不是物理变化也不是化学变化。 (3)氢元素的三种核素 H：名称为氕，不含中子； H：用字母D表示，名称为氘或重氢； H：用字母T表示，名称为氚或超重氢。 (4)几种重要核素的用途 核素 U C H H O 用途 核燃料 用于考古断代 制氢弹 示踪原子 考点02 原子核外电子排布 1.核外电子运动状态 (1)电子云 由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。 (2)核外电子运动状态 核外电子按能量不同分成能层，同一能层的电子，还被分成不同能级。量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。 2.基态与激发态　原子光谱 (1)基态与激发态 ①基态原子：处于最低能量状态的原子。 ②激发态原子：基态原子 ，它的电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子。 (2)原子光谱 不同元素原子的电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱上的特征谱线可以鉴定元素，称为 。 3.基态原子核外电子排布 (1)构造原理——电子填充顺序 (2)基态原子核外电子排布规律 ①能量最低原理：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的 。 ②泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们的 。 ③洪特规则：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且 。 ④洪特规则特例 当能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如基态24Cr原子的核外电子排布式不应写为1s22s22p63s23p63d44s2正确的是1s22s22p63s23p63d54s1。 (3)基态原子核外电子排布表示方法(以硫原子为例) 电子排布式 1s22s22p63s23p4 简化电子排布式 [Ne]3s23p4 轨道表示式 价层电子排布式 3s23p4 考点03 元素周期表的结构 1.元素周期表的编排原则 2.元素周期表的结构 (1)周期：3短4长，共7个周期 短周期 长周期 序号 一 二 三 四 五 六 七 元素种类 0族元素原子序数 (2)族：7主族+8副族+0族，共16个族 主族 列 1 2 13 14 15 16 17 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 副族 列 3 4 5 6 7 8、9、10 11 12 族 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB 0族 第18纵列 3.原子结构与元素在周期表中的位置关系 (1)原子结构与周期的关系 ①如表 周期 能层数(n) 每周期中各元素 原子价层电子排布特点 二 2 2s1→2s22p6 三 3 3s1→3s23p6 四 4 4s1→→4s24p6 五 5 5s1→→5s25p6 六 6 6s1→→6s26p6 ②关系：周期序数=该周期原子最大能层数。 (2)原子结构与族的关系 族 价层电子排布式 规律 主 族 ⅠA、ⅡA ns1~2 价层电子数= ⅢA~ⅦA ns2np1~5 0族 ns2np6(He除外) 最外层电子数= 副 族 ⅠB、ⅡB (n-1)d10ns1~2 最外层ns轨道上的电子数= ⅢB~ⅦB (n-1)d1~5ns1~2(镧系、锕系除外) 价层电子数= Ⅷ (n-1)d6~9ns1~2(钯除外) 除0族元素外，若价层电子数分别为8、9、10，则分别是第Ⅷ族的8、9、10列 (3)元素周期表分区 各区价层电子排布特点 分区 价层电子排布 s区 ns1~2 p区 ns2np1~6(除He外) d区 (n-1)d1~9ns1~2(除Pd外) ds区 (n-1)d10ns1~2 f区 (n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2 4.金属与非金属的分界线 5.元素周期表应用 (1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。 (2)寻找新材料 考点04 元素周期律 1.元素周期律 2.主族元素周期性变化规律 项目 同周期(从左到右) 同主族(从上到下) 原子结构 电子层数 最外层电子数 原子半径 元素性质 金属性 非金属性 化合价 最高正化合价：+1→+7(O、F除外)，负化合价=主族序数-8(H为-1价) 相同，最高正化合价=主族序数(O、F除外) 化合物性质 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 简单气态氢化物的稳定性 3.对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如。 例如，Be与Al处于对角线，其单质及化合物的化学性质相似，Al2O3、Al(OH)3是两性化合物，则BeO、Be(OH)2也是两性化合物。 考点05 电离能与电负性 1.电离能 (1)含义(第一电离能) 气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号：I1，单位：kJ·mol-1。 (2)变化规律 ①同周期元素：从左往右，元素第一电离能呈增大的趋势，其中第 ⅡA族、第 ⅤA族元素的第一电离能出现反常。 ②同族元素：从上到下第一电离能 。 ③同种原子：逐级电离能 。 (3)应用 ①判断元素金属性的强弱 电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之金属性越弱。 ②判断元素的化合价 如果某元素的In+1≫In，则该元素的常见化合价为+n，如钠元素的I2≫I1，所以钠元素的化合价为+1。 ③判断核外电子的分层排布情况 多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 2.电负性 (1)含义 不同元素的原子对键合电子吸引力的标度。元素的电负性越大，表示其原子对键合电子的吸引力越大。 (2)鲍林电负性标准 以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。 (3)变化规律 ①在元素周期表中，同周期元素从左至右，元素的电负性 ，同主族元素从上至下，元素的电负性 。 ②金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。 (4)电负性的应用 ①判断元素金属性与非金属性的强弱：金属元素的电负性一般小于1.8，金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性一般大于1.8，非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 ②判断元素在化合物中的价态：电负性大的元素易呈现负价；电负性小的元素易呈现正价。 ③判断化学键类型：电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键；电负性差值小的元素原子之间形成的化学键主要是共价键。 易错点01 同主族、相邻周期元素原子序数差的关系 ①第 ⅠA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、18、32。 ②第 ⅡA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32。 ③第 ⅢA~ⅦA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32、32。 ④0族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32、32。 易错点02 电子层结构相同的微粒半径大小规律 电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数的增大而减小，如O2->F->Na+>Mg2+>Al3+。可归纳为电子层排布相同的离子，(表中位置)阴离子在阳离子前一周期，原子序数大的半径小，概括为“阴上阳下，序大径小”。 易错点03 判断元素金属性、非金属性强弱的常用方法 金属性 ①单质与水或非氧化性酸反应制取氢气越容易，金属性越强 ②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 非金属性 ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强 ②单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱，非金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强 易错点04 依据成键特征和结构式推断元素 1.化学键信息：如能形成4个共价键的元素为C、Si等，能形成2个共价键的元素为O、S等，能形成1个共价键的元素为H或卤族元素。 2.根据形成的简单阴、阳离子可确定原子的最外层电子数，如X2＋和Y2－，即X、Y原子最外层电子数分别为2和6。 3.化合价信息：化合物中各元素化合价代数和为0，结合某些常见元素的化合价或化学键等，可确定未知元素的化合价，间接确定最外层电子数目。 易错点05 依据物质性质和转化关系推断元素 1.常见物质的性质及特征反应 (1)与CO2、H2O反应生成O2的固体为Na2O2。 (2)相遇能形成白烟的两气体常为HCl、NH3。 (3)与强碱、强酸均能反应的氧化物和氢氧化物分别为Al2O3、Al(OH)3。 (4)元素的最高价氧化物对应的水化物与其氢化物反应生成盐的元素为N。 (5)能腐蚀玻璃的酸为HF。 (6)在空气中变红棕色的无色气体是NO。 2.常见短周期元素的单质及其化合物的转化关系(反应条件略) 3.熟悉常见的“10e－”“18e－”微粒 (1)“10e－”微粒 (2)“18e－”微粒 易错点06 依据原子结构、周期表中的位置推断元素 1.最外层电子规律 最外层电子数(N) 元素在周期表中的位置 3≤N<8 第ⅢA族~第ⅦA族 N=1或2 第ⅠA族、第ⅡA族、 副族、0族元素(氦) N>次外层电子数 第二周期(Li、Be除外) 2.第四周期元素价层电子排布特点 未成对电子数 价层电子排布 元素 1 4s1、3d14s2、3d104s1、4s24p1、4s24p5 K、Sc、Cu、Ga、Br 2 3d24s2、3d84s2、4s24p2、4s24p4 Ti、Ni、Ge、Se 3 3d34s2、3d74s2、4s24p3 V、Co、As 4 3d64s2 Fe 5 3d54s2 Mn 6 3d54s1 Cr 3.熟悉主族元素原子结构及周期表中的特殊位置 原子结构特点 周期表中位置特点 元素 最外层电子数和电子层数相等 主族序数等于周期数 H、Be、Al等 最外层电子数是电子层数的2倍 主族序数等于周期数2倍 C、S 最外层电子数是电子层数的3倍 主族序数等于周期数3倍 O 电子层数是最外层电子数的2倍 周期数是主族序数2倍 Li、Ca、Tl 电子层数是最外层电子数的3倍 周期数是主族序数3倍 Na、Ba 未成对电子数是3的主族元素 第ⅤA族 N、P、As s轨道电子总数与p轨道电子总数相等的短周期元素 — O、Mg 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题04原子结构与性质（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（5大考点）→易错清单（6大易错点） 考点01 原子结构　核素与同位素 1.原子的构成 (1)构成原子的微粒及作用 (2)微粒之间的数量关系 ①原子中：质子数(Z)=核电荷数=核外电子数。 ②质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)。 ③阳离子的核外电子数=质子数-阳离子所带的电荷数。 ④阴离子的核外电子数=质子数+阴离子所带的电荷数。 (3)微粒符号周围数字代表的信息 2.元素、核素、同位素 (1)元素、核素、同位素的概念及相互关系 (2)元素、核素、同位素的理解 ①同位素的特征 同一元素的各种核素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质差异较大；同一元素的各种稳定核素在自然界中所占的原子百分数(丰度)不变。 ②同位素之间的转化，既不是物理变化也不是化学变化。 (3)氢元素的三种核素 H：名称为氕，不含中子； H：用字母D表示，名称为氘或重氢； H：用字母T表示，名称为氚或超重氢。 (4)几种重要核素的用途 核素 U C H H O 用途 核燃料 用于考古断代 制氢弹 示踪原子 考点02 原子核外电子排布 1.核外电子运动状态 (1)电子云 由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。 (2)核外电子运动状态 核外电子按能量不同分成能层，同一能层的电子，还被分成不同能级。量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。 2.基态与激发态　原子光谱 (1)基态与激发态 ①基态原子：处于最低能量状态的原子。 ②激发态原子：基态原子吸收能量，它的电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子。 (2)原子光谱 不同元素原子的电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱上的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。 3.基态原子核外电子排布 (1)构造原理——电子填充顺序 (2)基态原子核外电子排布规律 ①能量最低原理：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低。 ②泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们的自旋相反。 ③洪特规则：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行。 ④洪特规则特例 当能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如基态24Cr原子的核外电子排布式不应写为1s22s22p63s23p63d44s2正确的是1s22s22p63s23p63d54s1。 (3)基态原子核外电子排布表示方法(以硫原子为例) 电子排布式 1s22s22p63s23p4 简化电子排布式 [Ne]3s23p4 轨道表示式 价层电子排布式 3s23p4 考点03 元素周期表的结构 1.元素周期表的编排原则 2.元素周期表的结构 (1)周期：3短4长，共7个周期 短周期 长周期 序号 一 二 三 四 五 六 七 元素种类 2 8 8 18 18 32 32 0族元素原子序数 2 10 18 36 54 86 118 (2)族：7主族+8副族+0族，共16个族 主族 列 1 2 13 14 15 16 17 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 副族 列 3 4 5 6 7 8、9、10 11 12 族 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB 0族 第18纵列 3.原子结构与元素在周期表中的位置关系 (1)原子结构与周期的关系 ①如表 周期 能层数(n) 每周期中各元素 原子价层电子排布特点 二 2 2s1→2s22p6 三 3 3s1→3s23p6 四 4 4s1→→4s24p6 五 5 5s1→→5s25p6 六 6 6s1→→6s26p6 ②关系：周期序数=该周期原子最大能层数。 (2)原子结构与族的关系 族 价层电子排布式 规律 主 族 ⅠA、ⅡA ns1~2 价层电子数=族序数 ⅢA~ⅦA ns2np1~5 0族 ns2np6(He除外) 最外层电子数=8 副 族 ⅠB、ⅡB (n-1)d10ns1~2 最外层ns轨道上的电子数=族序数 ⅢB~ⅦB (n-1)d1~5ns1~2(镧系、锕系除外) 价层电子数=族序数 Ⅷ (n-1)d6~9ns1~2(钯除外) 除0族元素外，若价层电子数分别为8、9、10，则分别是第Ⅷ族的8、9、10列 (3)元素周期表分区 各区价层电子排布特点 分区 价层电子排布 s区 ns1~2 p区 ns2np1~6(除He外) d区 (n-1)d1~9ns1~2(除Pd外) ds区 (n-1)d10ns1~2 f区 (n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2 4.金属与非金属的分界线 5.元素周期表应用 (1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。 (2)寻找新材料 考点04 元素周期律 1.元素周期律 2.主族元素周期性变化规律 项目 同周期(从左到右) 同主族(从上到下) 原子结构 电子层数 相同 依次增加 最外层电子数 依次增加 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 元素性质 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 化合价 最高正化合价：+1→+7(O、F除外)，负化合价=主族序数-8(H为-1价) 相同，最高正化合价=主族序数(O、F除外) 化合物性质 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性逐渐增强， 碱性逐渐减弱 酸性逐渐减弱， 碱性逐渐增强 简单气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 3.对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如。 例如，Be与Al处于对角线，其单质及化合物的化学性质相似，Al2O3、Al(OH)3是两性化合物，则BeO、Be(OH)2也是两性化合物。 考点05 电离能与电负性 1.电离能 (1)含义(第一电离能) 气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号：I1，单位：kJ·mol-1。 (2)变化规律 ①同周期元素：从左往右，元素第一电离能呈增大的趋势，其中第 ⅡA族、第 ⅤA族元素的第一电离能出现反常。 ②同族元素：从上到下第一电离能逐渐变小。 ③同种原子：逐级电离能越来越大。 (3)应用 ①判断元素金属性的强弱 电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之金属性越弱。 ②判断元素的化合价 如果某元素的In+1≫In，则该元素的常见化合价为+n，如钠元素的I2≫I1，所以钠元素的化合价为+1。 ③判断核外电子的分层排布情况 多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 2.电负性 (1)含义 不同元素的原子对键合电子吸引力的标度。元素的电负性越大，表示其原子对键合电子的吸引力越大。 (2)鲍林电负性标准 以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。 (3)变化规律 ①在元素周期表中，同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐变大，同主族元素从上至下，元素的电负性逐渐变小。 ②金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。 (4)电负性的应用 ①判断元素金属性与非金属性的强弱：金属元素的电负性一般小于1.8，金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性一般大于1.8，非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 ②判断元素在化合物中的价态：电负性大的元素易呈现负价；电负性小的元素易呈现正价。 ③判断化学键类型：电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键；电负性差值小的元素原子之间形成的化学键主要是共价键。 易错点01 同主族、相邻周期元素原子序数差的关系 ①第 ⅠA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、18、32。 ②第 ⅡA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32。 ③第 ⅢA~ⅦA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32、32。 ④0族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32、32。 易错点02 电子层结构相同的微粒半径大小规律 电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数的增大而减小，如O2->F->Na+>Mg2+>Al3+。可归纳为电子层排布相同的离子，(表中位置)阴离子在阳离子前一周期，原子序数大的半径小，概括为“阴上阳下，序大径小”。 易错点03 判断元素金属性、非金属性强弱的常用方法 金属性 ①单质与水或非氧化性酸反应制取氢气越容易，金属性越强 ②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 非金属性 ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强 ②单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱，非金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强 易错点04 依据成键特征和结构式推断元素 1.化学键信息：如能形成4个共价键的元素为C、Si等，能形成2个共价键的元素为O、S等，能形成1个共价键的元素为H或卤族元素。 2.根据形成的简单阴、阳离子可确定原子的最外层电子数，如X2＋和Y2－，即X、Y原子最外层电子数分别为2和6。 3.化合价信息：化合物中各元素化合价代数和为0，结合某些常见元素的化合价或化学键等，可确定未知元素的化合价，间接确定最外层电子数目。 易错点05 依据物质性质和转化关系推断元素 1.常见物质的性质及特征反应 (1)与CO2、H2O反应生成O2的固体为Na2O2。 (2)相遇能形成白烟的两气体常为HCl、NH3。 (3)与强碱、强酸均能反应的氧化物和氢氧化物分别为Al2O3、Al(OH)3。 (4)元素的最高价氧化物对应的水化物与其氢化物反应生成盐的元素为N。 (5)能腐蚀玻璃的酸为HF。 (6)在空气中变红棕色的无色气体是NO。 2.常见短周期元素的单质及其化合物的转化关系(反应条件略) 3.熟悉常见的“10e－”“18e－”微粒 (1)“10e－”微粒 (2)“18e－”微粒 易错点06 依据原子结构、周期表中的位置推断元素 1.最外层电子规律 最外层电子数(N) 元素在周期表中的位置 3≤N<8 第ⅢA族~第ⅦA族 N=1或2 第ⅠA族、第ⅡA族、 副族、0族元素(氦) N>次外层电子数 第二周期(Li、Be除外) 2.第四周期元素价层电子排布特点 未成对电子数 价层电子排布 元素 1 4s1、3d14s2、3d104s1、4s24p1、4s24p5 K、Sc、Cu、Ga、Br 2 3d24s2、3d84s2、4s24p2、4s24p4 Ti、Ni、Ge、Se 3 3d34s2、3d74s2、4s24p3 V、Co、As 4 3d64s2 Fe 5 3d54s2 Mn 6 3d54s1 Cr 3.熟悉主族元素原子结构及周期表中的特殊位置 原子结构特点 周期表中位置特点 元素 最外层电子数和电子层数相等 主族序数等于周期数 H、Be、Al等 最外层电子数是电子层数的2倍 主族序数等于周期数2倍 C、S 最外层电子数是电子层数的3倍 主族序数等于周期数3倍 O 电子层数是最外层电子数的2倍 周期数是主族序数2倍 Li、Ca、Tl 电子层数是最外层电子数的3倍 周期数是主族序数3倍 Na、Ba 未成对电子数是3的主族元素 第ⅤA族 N、P、As s轨道电子总数与p轨道电子总数相等的短周期元素 — O、Mg 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $