НямНям
Меню
Онлайн-инструментОнлайнБесплатно

Калькулятор уравнения Нернста

Онлайн-калькулятор для расчёта электродного потенциала по уравнению Нернста. Учитывает температуру, концентрации и стандартный потенциал полуреакции. Простой и точный инструмент для химических расчётов.

Обновлено: 12 мая 2026 г.
ФормулыБыстроПриватно

Калькулятор уравнения Нернста

Расчёт электродного потенциала с учётом температуры, концентраций и стандартного потенциала полуреакции.

—
Электродный потенциал E
В (вольт)
—
Сдвиг потенциала ΔE
В (E − E°)
—
Использованная формула с подстановкой
—
Реакционное частное Q

Как пользоваться калькулятором

1
Выберите стандартную полуреакцию из выпадающего списка (например, Cu²⁺/Cu с E° = +0.337 В) или выберите «Другая» и введите E° вручную. Число электронов n подставится автоматически, но его можно изменить.
2
Задайте температуру в градусах Цельсия (по умолчанию 25 °C, что соответствует стандартным условиям). Значение в кельвинах пересчитывается автоматически: T(K) = T(°C) + 273.15.
3
Укажите реакционное частное Q: либо введите готовое значение напрямую, либо переключите режим и задайте концентрации окисленной [Ox] и восстановленной [Red] форм с их стехиометрическими коэффициентами — Q рассчитается как [Ox]^a / [Red]^b.
4
Нажмите «Рассчитать». Результат — электродный потенциал E в вольтах, сдвиг ΔE относительно стандартного потенциала и полная формула с подставленными значениями. Для сброса всех полей используйте кнопку «Сбросить».

Примеры использования

Медный электрод в разбавленном растворе (25 °C)
Полуреакция: Cu²⁺ + 2e⁻ ⇌ Cu, E° = +0.337 В, n = 2.
Концентрация [Cu²⁺] = 0.01 моль/л (разбавленный раствор), [Cu] = 1 (твёрдая медь в стандартном состоянии).
Q = [Cu²⁺] / 1 = 0.01. Расчёт: E = 0.337 − (0.0592 / 2) × log₁₀(0.01) = 0.337 − 0.0296 × (−2) = 0.337 + 0.0592 = 0.396 В.
Потенциал вырос — окислительная способность меди увеличилась в разбавленном растворе.
Водородный электрод при нестандартном pH (25 °C)
Полуреакция: 2H⁺ + 2e⁻ ⇌ H₂, E° = 0.000 В (стандартный водородный электрод), n = 2.
Давление H₂ = 1 атм (стандартное). При pH = 3 ([H⁺] = 0.001 моль/л), Q = [H⁺]² / P(H₂) = (0.001)² = 10⁻⁶.
E = 0.000 − (0.0592 / 2) × log₁₀(10⁻⁶) = 0 − 0.0296 × (−6) = +0.178 В.
При pH = 3 потенциал водородного электрода составляет +0.178 В относительно стандартного.
Перманганат-ион в кислой среде при 50 °C
Полуреакция: MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ ⇌ Mn²⁺ + 4H₂O, E° = +1.507 В, n = 5.
При 50 °C (323.15 K): [MnO₄⁻] = 0.02 М, [Mn²⁺] = 0.001 М, [H⁺] = 1 М (pH ≈ 0).
Q = [Mn²⁺] / ([MnO₄⁻] × [H⁺]⁸) = 0.001 / (0.02 × 1⁸) = 0.05.
E = 1.507 − (0.0642 / 5) × log₁₀(0.05) = 1.507 − 0.01284 × (−1.301) = 1.507 + 0.0167 = 1.524 В.
Повышение температуры и неравенство концентраций немного увеличили окислительный потенциал перманганата.

Важные нюансы

  • Уравнение Нернста связывает электродный потенциал с концентрациями участников полуреакции. Для разбавленных растворов (активность ≈ концентрация) формула даёт хорошее приближение. В концентрированных растворах следует использовать активности.
  • При температуре 25 °C (298.15 K) множитель RT/F ≈ 0.0257 В для натурального логарифма. Множитель для десятичного логарифма: 2.303 × RT/F ≈ 0.0592 В. При других температурах используйте универсальную формулу.
  • Для твёрдых веществ и чистых жидкостей активность принимается равной 1 (они не входят в выражение для Q). Для газов используется парциальное давление в атмосферах, отнесённое к стандартному давлению 1 атм.
  • Знак потенциала зависит от направления полуреакции. Калькулятор рассчитывает потенциал для полуреакции восстановления (Ox + ne⁻ → Red). Для обратной полуреакции знак меняется на противоположный.
  • Стандартные потенциалы E° измерены относительно стандартного водородного электрода при 25 °C, давлении 1 атм и концентрациях 1 моль/л. При отклонении от этих условий необходим расчёт по уравнению Нернста.

Формулы расчёта

Общее уравнение Нернста (полуреакция восстановления):
E = E° − (RT / nF) × ln(Q)
где R = 8.314 Дж/(моль·К) — универсальная газовая постоянная,
F = 96485 Кл/моль — постоянная Фарадея,
T — температура (К), n — число электронов, Q — реакционное частное.
При 25 °C (298.15 K) с десятичным логарифмом:
E = E° − (0.0592 / n) × log₁₀(Q)
Коэффициент 0.0592 В получен как 2.303 × RT/F при T = 298.15 K.
Реакционное частное Q для полуреакции a·Ox + ne⁻ ⇌ b·Red:
Q = [Red]^b / [Ox]^a
Для твёрдых фаз и чистых жидкостей активность = 1.
Сдвиг потенциала:
ΔE = E − E° = −(RT / nF) × ln(Q)

Источники данных

  • IUPAC Gold Book — Международный союз теоретической и прикладной химии: определения стандартного электродного потенциала, уравнение Нернста, стандартный водородный электрод. doi:10.1351/goldbook.
  • NIST Chemistry WebBook — Национальный институт стандартов и технологий США: термодинамические данные, константы (R, F), справочные потенциалы. webbook.nist.gov/chemistry.
  • CRC Handbook of Chemistry and Physics (104-е изд., 2023–2024) — таблицы стандартных электродных потенциалов для сотен полуреакций в водных растворах при 25 °C.
  • Стандартные химические формулы — расчёт основан на фундаментальных уравнениях физической химии (уравнение Нернста, 1889 г.) и общепринятых справочных значениях, изучаемых в курсе общей и физической химии.
Калькулятор уравнения Нернста позволяет быстро вычислить электродный потенциал для окислительно-восстановительных полуреакций с учётом температуры и концентраций реагентов. Инструмент полезен студентам-химикам, преподавателям и специалистам в области электрохимии. Расчёт включает автоматический подбор стандартного потенциала из встроенной таблицы, пересчёт температуры в кельвины и вычисление реакционного частного Q двумя способами — прямым вводом или через концентрации окисленной и восстановленной форм.

Нужен другой инструмент?

Все инструменты в категории