НямНям
Меню
Онлайн-инструментОнлайнБесплатно

Калькулятор равновесия слабого электролита

Онлайн-расчёт степени диссоциации, концентрации ионов и pH/pOH для слабых кислот и оснований по закону разбавления Оствальда. Выбор электролита из списка или ручной ввод константы.

Обновлено: 12 мая 2026 г.
ФормулыБыстроПриватно

Калькулятор равновесия слабого электролита

Расчёт степени диссоциации, концентраций ионов и pH/pOH для слабых кислот и оснований по закону разбавления Оствальда при температуре 25 °C.

0
Степень диссоциации α
%
0
[H⁺]
моль/л
0
pH
0
Недиссоциированных молекул
моль/л

Как пользоваться калькулятором

1
Выберите тип электролита — слабая кислота или слабое основание. От этого зависит, какие ионы образуются при диссоциации и как рассчитывается pH.
2
Выберите конкретный электролит из выпадающего списка (уксусная кислота, аммиак, анилин и др.) — константа диссоциации K подставится автоматически из справочных данных при 25 °C. Или выберите «Свой вариант» и введите известное вам значение K вручную (допускается экспоненциальная запись, например 1.74e-5).
3
Укажите молярную концентрацию C электролита в моль/л. Для учебных расчётов обычно используют значения от 0,001 до 1 моль/л. Например: 0.1 для децимолярного раствора.
4
Нажмите «Рассчитать». Результаты отобразятся в правой панели: степень диссоциации α (в %), равновесная концентрация ионов, значение pH (или pOH), а также концентрация недиссоциированных молекул.

Примеры использования

Пример 1: Уксусная кислота, 0,1 М раствор
Для CH₃COOH с концентрацией C = 0,1 моль/л и Ka = 1,74·10⁻⁵ расчёт даёт: степень диссоциации α ≈ 1,32%, концентрация ионов [H⁺] ≈ 1,32·10⁻³ моль/л, pH ≈ 2,88, недиссоциированных молекул [CH₃COOH] ≈ 0,0987 моль/л. Приближение α ≪ 1 выполняется, упрощённая формула даёт близкий результат.
Пример 2: Гидроксид аммония, 0,05 М раствор
Для NH₃·H₂O с концентрацией C = 0,05 моль/л и Kb = 1,76·10⁻⁵ расчёт даёт: α ≈ 1,87%, [OH⁻] ≈ 9,35·10⁻⁴ моль/л, pOH ≈ 3,03, pH = 14 − pOH ≈ 10,97. Раствор имеет слабощелочную реакцию.
Пример 3: Муравьиная кислота, 0,01 М раствор
Для HCOOH с концентрацией C = 0,01 моль/л и Ka = 1,77·10⁻⁴ расчёт даёт: α ≈ 12,6%, [H⁺] ≈ 1,26·10⁻³ моль/л, pH ≈ 2,90. Здесь степень диссоциации превышает 5%, поэтому упрощённая формула α ≈ √(K/C) дала бы заметную погрешность — используется точное решение квадратного уравнения по закону Оствальда.

Важные нюансы

  • Закон разбавления Оствальда строго применим только к слабым электролитам (K ≪ 1). Для сильных кислот и оснований степень диссоциации близка к 100% при любых концентрациях, и расчёт ведётся иначе.
  • При степени диссоциации α < 5% (0,05) допустимо использовать упрощённую формулу α ≈ √(K/C). Калькулятор всегда использует точное решение квадратного уравнения, поэтому работает корректно при любых α вплоть до значений, близких к 1.
  • Константа диссоциации K зависит от температуры. Все справочные значения, заложенные в калькулятор, приведены для стандартной температуры 25 °C (298 K). При иной температуре необходимо использовать соответствующее значение K.
  • Расчёт не учитывает ионную силу раствора и коэффициенты активности. Для точных термодинамических расчётов при высоких концентрациях (>0,1 М) следует использовать активности вместо концентраций.
  • Для многоосновных кислот (например, H₂CO₃) калькулятор учитывает только первую ступень диссоциации (Ka₁). Вклад второй и последующих ступеней обычно пренебрежимо мал, если константы различаются на 3–4 порядка.
  • Техника безопасности: Даже слабые кислоты и основания могут быть опасны при высоких концентрациях. При приготовлении растворов всегда используйте защитные очки и перчатки, работайте в проветриваемом помещении. Концентрированная уксусная кислота и растворы аммиака требуют осторожного обращения.

Формулы расчёта

Закон разбавления Оствальда:
K = α²·C / (1 − α),   где K — константа диссоциации, α — степень диссоциации, C — молярная концентрация.
Точное решение квадратного уравнения:
α = (−K + √(K² + 4KC)) / (2C)
Упрощённая формула (при α < 0,05):
α ≈ √(K / C)   (при условии, что 1 − α ≈ 1)
Для слабых кислот:
[H⁺] = α·C,   pH = −lg[H⁺]
Для слабых оснований:
[OH⁻] = α·C,   pOH = −lg[OH⁻],   pH = 14 − pOH (при 25 °C)
Концентрация недиссоциированных молекул:
[HA] = C − [H⁺] (для кислот),   [B] = C − [OH⁻] (для оснований)

Источники данных

  • IUPAC Gold Book — Международный союз теоретической и прикладной химии: определения констант диссоциации, закон разбавления Оствальда. doi:10.1351/goldbook
  • NIST Chemistry WebBook — Национальный институт стандартов и технологий США: справочные значения констант диссоциации для уксусной, муравьиной, бензойной, угольной кислот и оснований. webbook.nist.gov/chemistry
  • CRC Handbook of Chemistry and Physics (101-е издание, 2020) — таблицы констант диссоциации слабых электролитов при 25 °C. Значения Ka и Kb для анилина, метиламина, гидроксида аммония.
  • PubChem (NIH) — база данных Национального центра биотехнологической информации США: верифицированные значения pKa и pKb органических кислот и оснований. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
Калькулятор равновесия слабого электролита позволяет быстро вычислить степень диссоциации, концентрацию ионов водорода или гидроксид-ионов, а также pH или pOH раствора по закону разбавления Оствальда. Инструмент использует точное решение квадратного уравнения и подходит для учебных, лабораторных и аналитических расчётов в рамках общей и физической химии. Встроенная база констант диссоциации содержит проверенные справочные данные IUPAC и NIST для наиболее распространённых слабых кислот и оснований при стандартной температуре 25 °C. Расчёт выполняется мгновенно на стороне браузера, без передачи данных на сервер.

Нужен другой инструмент?

Все инструменты в категории