届高中化学必修三知识点大全.docx

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届高中化学必修三知识点大全

一、焓变反应热

1．反应热：

一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量

2．焓变（ΔH）的意义：

在恒压条件下进行的化学反应的热效应

（1）.符号：

△H

（2）.单位：

kJ/mol

3.产生原因：

化学键断裂——吸热化学键形成——放热

放出热量的化学反应。

（放热>吸热）△H为“-”或△H<0

吸收热量的化学反应。

（吸热>放热）△H为“+”或△H>0

☆常见的放热反应：

①所有的燃烧反应②酸碱中和反应

③大多数的化合反应④金属与酸的反应

⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等

☆常见的吸热反应：

①晶体Ba（OH）2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应

③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等

注：

①需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应

②通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。

如C（石墨，s）C（金刚石，s）△H3=+1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。

二、热化学方程式

书写化学方程式注意要点:

①热化学方程式必须标出能量变化。

②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）

③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。

④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数

⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变

三、燃烧热

1．概念：

25℃，101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。

燃烧热的单位用kJ/mol表示。

※注意以下几点：

①研究条件：

101kPa

②反应程度：

完全燃烧，产物是稳定的氧化物。

③燃烧物的物质的量：

1mol

④研究内容：

放出的热量。

（ΔH<0，单位kJ/mol）

四、中和热

1．概念：

在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O，这时的反应热叫中和热。

2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：

H+（aq）+OH-（aq）=H2O（l）ΔH=－57.3kJ/mol

3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。

4．中和热的测定实验

五、燃烧热、中和热、能源

要点一：

燃烧热、中和热及其异同

特别提醒：

1．燃烧热指的是1mol可燃物燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量，注意：

稳定的化合物，如H2→H2O（l）而不是H2O（g）、C→CO2（g）而不是CO、S→SO2（g）而不是SO3。

2．中和热是指酸、碱的稀溶液发生中和反应生成1mol水所放出的热量。

注意：

弱酸、弱碱电离出H+、OH－需要吸收热量，故所测定中和热的数值偏小；浓硫酸与碱测定中和热时，因浓硫酸释稀要放热，故测定的中和热的数值偏大。

3．因燃烧热、中和热是确定的放热反应，具有明确的含义，故在表述时不用带负号，如CH4的燃烧热为890KJ/mol。

4．注意表示燃烧热的热化学方程式和燃烧的热化学方程式；表示中和热的热化学方程式和表示中和反应的热化学方程式的不同。

燃烧热以可燃物1mol为标准，且燃烧生成稳定的化合物；中和热以生成1mol水为标准。

要点二：

能源

新能源的开发与利用,日益成为社会关注的焦点,因此,以新型能源开发与利用为背景材料，考查热化学方程式的书写及求算反应热，已成为高考命题的热点。

关于能源问题，应了解下面的几个问题：

（1）能源的分类：

常规能源（可再生能源，如水等，非再生能源，如煤、石油、天然气等）；新能源（可再生能源，如太阳能、风能、生物能；非再生能源，如核聚变燃料）

（2）能源的开发；①太阳能：

每年辐射到地球表面的能量为5×1019kJ，相当于目前全世界能量消耗的1.3万倍。

②生物能：

将生物转化为可燃性的液态或气态化合物，再利用燃烧放热。

③风能：

利用风力进行发电、提水、扬帆助航等技术，风能是一种可再生的干净能源。

④地球能、海洋能。

六、盖斯定律

1．内容：

化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。

第二章化学反应速率与化学平衡

一、化学反应速率

1.化学反应速率（v）

⑴定义：

用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化

⑵表示方法：

单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示

⑶计算公式：

v=Δc/Δt（υ：

平均速率，Δc：

浓度变化，Δt：

时间）单位：

mol/（L·s）

⑷影响因素：

①决定因素（内因）：

反应物的性质（决定因素）

②条件因素（外因）：

反应所处的条件

特别提醒：

①化学反应速率指的是平均速率而不是瞬时速率

②无论浓度的变化是增加还是减少，化学反应速率均取正值。

③同一化学反应速率用不同物质表示时可能不同，但是比较反应速率快慢时，要根据反应速率与化学方程式的计量系数的关系换算成同一种物质来表示，看其数值的大小。

注意比较时单位要统一。

2.

※注意：

（1）、改变压强的实质是改变浓度，若反应体系中无气体参加，故对该类的反应速率无影响。

（2）、惰性气体对于速率的影响

①恒温恒容时：

充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变

②恒温恒体时：

充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢

（3）温度每升高10℃，化学反应速率通常要增大为原来的2～4倍。

（4）从活化分子角度解释外界条件对化学反应速率的影响：

二、化学平衡

（一）1.定义：

化学平衡状态：

一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。

2、化学平衡的标志及特征

标志：

（1）V正=V逆，它是化学平衡的本质特征

（2）各组分的浓度不再改变，各组分的物质的量、质量、体积分数、反应物的转化率等均不再改变，这是外部特点。

特征：

逆（研究前提是可逆反应）

等（同一物质的正逆反应速率相等）

动（动态平衡）

定（各物质的浓度与质量分数恒定）

变（条件改变，平衡发生变化）

3、判断平衡的依据

判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据

例举反应

mA（g）+nB（g）pC（g）+qD（g）

混合物体系中

各成分的含量

①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定

平衡

②各物质的质量或各物质质量分数一定

平衡

③各气体的体积或体积分数一定

平衡

④总体积、总压力、总物质的量一定

不一定平衡

正、逆反应

速率的关系

①在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA，即V（正）=V（逆）

平衡

②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC，则V（正）=V（逆）

平衡

③V（A）:

V（B）:

V（C）:

V（D）=m:

n:

p:

q，V（正）不一定等于V（逆）

不一定平衡

④在单位时间内生成nmolB，同时消耗了qmolD，因均指V（逆）

不一定平衡

压强

①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定）

平衡

②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定）

不一定平衡

混合气体平均相对分子质量Mr

①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时

平衡

②Mr一定时，但m+n=p+q时

不一定平衡

温度

任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）

平衡

体系的密度

密度一定

不一定平衡

其他

如体系颜色不再变化等

平衡

特别提醒：

1．当从正逆反应速率关系方面描述时，若按化学计量数比例同向说时，则不能说明达到平衡状态；若按化学计量数比例异向说明，则可以说明达到平衡状态。

2．恒温、恒容下的体积不变的反应，体系的压强或总物质的量不变时，不能说明达到平衡状态。

如H2（g）+I2（g）

2HI（g）。

3．全部是气体参加的体积不变的反应，体系的平均相对分子质量不变，不能说明达到平衡状态。

如2HI（g）

H2（g）+I2（g）

4．全部是气体参加的反应，恒容条件下体系的密度不变，不能说明达到平衡状态。

（二）影响化学平衡移动的因素

1、浓度对化学平衡移动的影响

（1）影响规律：

在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动

（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡_不移动_

（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度__减小__，生成物浓度也_减小_，V正_减小___，V逆也_减小____，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和__大___的方向移动。

2、温度对化学平衡移动的影响

影响规律：

在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着___吸热反应______方向移动，温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动。

3、压强对化学平衡移动的影响

影响规律：

其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着__体积缩小___方向移动；减小压强，会使平衡向着___体积增大__方向移动。

注意：

（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动

（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似

4.催化剂对化学平衡的影响：

由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡__不移动___。

但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。

5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：

如果改变影响化学平衡的一个条件（如浓度、温度、压强），平衡就向能够减弱这种方向移动。

对该原理中的“减弱”不能理解为消除、抵消，即平衡移动的变化总是小于外界条件变化对反应的改变。

如给已达到平衡状态的可逆体系，增加5个大气压，由于化学反应向体积缩小的方向移动，使体系的最终压强大于其初始压强P0而小于P0+5。

另外，工业上反应条件的优化，实质上是勒夏特例原理和化学反应速率两方面综合应用的结果。

（三）化学速率和化学平衡图象

1．速率v——时间t的图象：

（1）由速率的变化判断外界条件的改变：

①若反应速率与原平衡速率断层，则是由改变温度或压强所致，具体改变的条件，则要结合V逆、V正大小关系及平衡移动的方向进行判断。

②若反应速率与原平衡连续，则是由改变某一种物质的浓度所致，具体是增大或减小反应物还是生成物的浓度，则要结合V逆、V正大小关系及平衡移动的方向进行判断

2．组分量——时间t、温度T、压强P的图象

①“先拐先平”：

“先拐”的先达到平衡状态，即对应的温度高或压强大，从而判断出曲线对应的温度或压强的大小关系。

②“定一议二”：

即固定其中的一个因素（温度或压强等），然后讨论另外一个因素与化学平衡中的参量（浓度、质量分数、体积分数、平均相对分子质量）的变化关系，从而判断出该反应为放热反应或吸热反应、反应前后气体体积的大小等。

（四）化学平衡常数

1．对于一般的可逆反应：

mA（g）+nB（g）

pC（g）+qD（g），其中m、n、p、q分别表示化学方程式中反应物和生成物的化学计量数。

当在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡常数公式可以表示为：

各物质的浓度一定是平衡时的浓度,而不是其他时刻的.

2．在进行K值的计算时，固体和纯液体的浓度可视为常数“1”。

例如：

Fe3O4（s）+4H2（g）

3Fe（s）+4H2O（g），在一定温度下，化学平衡常数表示为

。

3．利用K值可判断某状态是否处于平衡状态。

例如，在某温度下，可逆反应mA（g）+nB（g）

pC（g）+qD（g），平衡常数为K。

若某时刻时，反应物和生成物的浓度关系如下：

，则有以下结论：

①Qc＝K，V（正）＝V（逆），可逆反应处于化学平衡状

态；

②Qc＜K，V（正）＞V（逆），可逆反应向正反应方向进行；

③Qc＞K，V（正）＜V（逆），可逆反应向逆反应方向进行。

4．化学平衡常数是指某一具体化学反应的平衡常数，当化学反应方程式的各物质的化学计量数增倍或减倍时，化学平衡常数也会发生相应的变化。

5．化学平衡常数是描述可逆反应进行程度的重要参数，只与温度有关，与反应物、生成物的浓度无关，当然也不会随压强的变化而变化，即与压强无关。

（五）、等效平衡

1、概念：

在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。

2、分类

（1）定温，定容条件下的等效平衡

第一类：

对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：

必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。

第二类：

对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：

只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。

（2）定温，定压的等效平衡

只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。

（六）化学反应进行的方向

1、反应熵变与反应方向：

（1）熵:

物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S.单位：

J•••mol-1•K-1

（2）体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。

.

（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。

即S（g）〉S（l）〉S（s）

2、反应方向判断依据

在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：

复合判据－－－自由能变化：

△G=△H－T△S，是最全面的判断据：

①△G=△H—T△S＞0，不能自发进行；

②△G=△H—T△S＜0，能自发进行；

③△G=△H—T△S=0，反应处于平衡状态。

第三章水溶液中的离子平衡

（一）电解质、非电解质，强弱电解质的比较

1．电解质、非电解质的概念

电解质与非电解质本质区别：

电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物

注意：

①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质

③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

2、物质的划分

3、强电解质与弱电解质的概念

4、强弱电解质通过实验进行判断的方法（以HAc为例）：

（1）溶液导电性对比实验：

相同条件下，HAc溶液的导电性明显弱于强酸（盐酸、硝酸）

（2）测0.01mol/LHAc溶液的pH>2

（3）测NaAc溶液的pH值：

常温下，PH>7

（4）测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pH

（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性

（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL

（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性

（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸，分别与同样的锌粒反应产生气体的速率，后者快。

特别提醒：

1．SO2、NH3、CO2的水溶液虽然能导电，但它们仍属于非电解质

2．电解质强弱的判断，关键是看电解质在水溶液中是否完全电离。

电解质电离程度与溶解度无直接关系，溶解度大的不一定是强电解质（如醋酸），溶解度小的不一定是弱电解质（如硫酸钡）。

3．电解质溶液导电性取决于溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷数的多少。

一般来说，相同浓度的强电解质的导电性明显强于弱电解质。

弱酸（碱）与弱碱（酸）反应生成了强电解质，溶液的导电性明显增强。

4．电解质的强弱与溶液的导电性没有直接的关系。

如难溶物BaCO3，它溶于水的部分能完全电离，故属于强电解质，但溶液的导电性几乎为零。

（二）弱电解质电离平衡及电离平衡常数

1、定义：

在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

2、影响电离平衡的因素：

A、温度：

电离一般吸热，升温有利于电离。

B、浓度：

浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。

C、同离子效应：

在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。

D、其他外加试剂：

加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。

3、电离平衡常数

1.在一定温度下，弱电解质达到电离平衡时，各种离子浓度之积与溶液中未电离的分子浓度之比是一个常数，该常数就叫电离平衡常数。

如CH3COOH

CH3COO－+H+，K=c（CH3COO－）c（H+）/c（CH3COOH）.

2.电离平衡常数是描述弱电解质达到平衡状态的标尺。

它只受温度的影响，因电离过程是吸热过程，故它随温度的升高而增大。

3.对于多元弱酸来说，由于上一级电离产生的H+对下一级电离起抑制作用，一般是K1≥K2≥K3，即第二步电离通常比第一步电离难得多，第三步电离又比第二步电离难得多，因此在计算多元素弱酸溶液的c（H+）或比较弱酸酸性相对强弱时，通常只考虑第一步电离。

4.同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。

如：

H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

（三）水的电离和溶液的酸碱性

1、水电离平衡：

:

水的离子积：

KW=c[H+]·c[OH-]

25℃时,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=1*10-14

注意：

KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定

KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）

2、水电离特点：

（1）可逆

（2）吸热（3）极弱

3、影响水电离平衡的外界因素：

①酸、碱：

抑制水的电离KW〈1*10-14

②温度：

促进水的电离（水的电离是吸热的）

③易水解的盐：

促进水的电离KW〉1*10-14

（四）溶液的酸碱性和pH

（1）pH=-lgc[H+]

（2）pH的测定方法：

酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。

变色范围：

甲基橙3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（浅红色）

pH试纸—操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。

注意：

①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围

（五）混合液的pH值计算方法公式

1、强酸与强酸的混合：

（先求[H+]混：

将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它）[H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）

2、强碱与强碱的混合：

（先求[OH-]混：

将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它）[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）（注意:

不能直接计算[H+]混）

3、强酸与强碱的混合：

（先据H++OH-==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）

4、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律

1.若等体积混合

pH1+pH2=14则溶液显中性pH=7

pH1+pH2≥15则溶液显碱性pH=pH2-0.3

pH1+pH2≤13则溶液显酸性pH=pH1+0.3

2.若混合后显中性

pH1+pH2=14V酸：

V碱=1：

1

pH1+pH2≠14V酸：

V碱=1：

10〔14-（pH1+pH2）〕

（六）稀释过程溶液pH值的变化规律：

1、强酸溶液：

稀释10n倍时，pH稀=pH原+n（但始终不能大于或等于7）

2、弱酸溶液：

稀释10n倍时，pH稀〈pH原+n（但始终不能大于或等于7）

3、强碱溶液：

稀释10n倍时，pH稀=pH原－n（但始终不能小于或等于7）

4、弱碱溶液：

稀释10n倍时，pH稀〉pH原－n（但始终不能小于或等于7）

5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7

6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。

（七）酸碱中和滴定：

1、中和滴定的原理

实质：

H++OH—=H2O即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。

2、中和滴定的操作过程：

（1）仪②滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。

滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。

②滴定管可以读到小数点后一位。

（2）药品：

标准液；待测液；指示剂。

（3）准备过程：

准备：

检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。

（洗涤：

用洗液洗→检漏：

滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V（始）

（4）试验过程

3、酸碱中和滴定的误差分析

误差分析：

利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析

式中：

n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；

V——酸或碱溶液的体积。

当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：

c碱=

上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。

综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。

同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。

（八）盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）

1、盐类水解：

在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。

2、水解的实质：

水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。

3、盐类水解规律：

①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。

②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。

（如:

Na2CO3＞NaHCO3）

4、盐类水解的特点：

（1）可逆（与中和反应互逆）

（2）程度小（3）吸热

5、影响盐类水解的外界因素：

①温度：

温度越高水解程度越大（水解吸热，越热越水解）

②浓度：

浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）

③酸碱：

促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）

6、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：

如HSO4-显酸性

②电离程度＞水解程度，显酸性（如:

HSO3-、H2PO4-）

③水解程度＞电离程度，显碱性（如：

HCO3-、HS-、HPO42-）

7、双水解反应：

（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。

双水解反应相互促进