首頁 化學 解離百分率計算器 產生日期: 2026年6月17日 下午05:25 解離百分率計算器 輸入 酸解離常數1.8e-5初始濃度0.1 M 化學 解離百分率計算器 由弱單質子酸的酸解離常數 Ka 與初始濃度，求其解離百分率。精確求解 Ka = x²/(c − x) 得到氫離子濃度，再回報解離百分率以及 [H⁺] 與 pH。 輸入 酸解離常數 弱酸 HA 的酸解離常數 Ka，是一個無因次數，用以衡量它釋出質子的難易程度。Ka 愈大代表酸性愈強。醋酸的 Ka = 1.8 × 10⁻⁵。 初始濃度 M 弱酸在尚未解離前的起始莫耳濃度 c，單位為 mol/L。這是你所配製的形式（分析）濃度，而非未解離 HA 的平衡濃度。 結果 輸入數值即可顯示計算結果。 解離百分率 % 平衡時酸解離的比例，α = ([H⁺]/c) × 100。它告訴你溶解的酸分子中，有多少比例實際釋出了質子。 詳細資料 氫離子濃度 M 平衡時的氫離子濃度 [H⁺] = x，藉由精確求解 Ka = x²/(c − x) 求得，而非使用稀薄近似 x ≈ √(Ka·c)。 pH 溶液的 pH，pH = −log₁₀[H⁺]，由平衡氫離子濃度算出。 分享 列印報告 重設 嵌入 嵌入這個計算機 預覽 將這段程式碼貼到您的網頁中即可顯示計算機。 複製程式碼 分享這個計算 開啟此連結的人都會看到您填入的數值。 複製連結 分享至 XFacebookLINE 電子郵件 最後更新：2026-06-16 解離百分率告訴你什麼 弱單質子酸在水中不會完全解離，而是處於平衡： HA⇌H++A−\text{HA} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{A}^-HA⇌H++A− 解離百分率衡量此平衡偏向右方的程度 —— 溶解的酸分子中，有多少比例實際釋出了質子。強酸實際上 100% 解離；弱酸通常只解離不到一個百分點到數個百分點。 符號物理量單位Ka酸解離常數無因次c初始濃度mol/L[H⁺]平衡氫離子濃度mol/Lα解離百分率% 精確平衡 設平衡時 x=[H+]=[A−]x = [\text{H}^+] = [\text{A}^-]，剩下 c−xc - x 的未解離酸。酸解離常數為： Ka=x2c−xK_a = \frac{x^2}{c - x}Ka=c−xx2 整理成二次式並取具有物理意義的（正）根，便得到氫離子濃度的精確表達式： [H+]=−Ka+Ka2+4Kac2[\text{H}^+] = \frac{-K_a + \sqrt{K_a^2 + 4 K_a c}}{2}[H+]=2−Ka+Ka2+4Kac 解離百分率與 pH 隨後直接得出： α=[H+]c×100pH=−log10[H+]\alpha = \frac{[\text{H}^+]}{c} \times 100 \qquad pH = -\log_{10}[\text{H}^+]α=c[H+]×100pH=−log10[H+] 本計算器精確求解二次式，因此即使在常見捷徑 [H+]≈Kac[\text{H}^+] \approx \sqrt{K_a c} 會偏離之處，仍保持準確。 範例計算 醋酸的 Ka=1.8×10−5K_a = 1.8 \times 10^{-5}。配製 0.10 mol/L 的溶液，它解離了多少？ [H+]=−1.8×10−5+(1.8×10−5)2+4(1.8×10−5)(0.10)2≈1.33×10−3 mol/L[\text{H}^+] = \frac{-1.8 \times 10^{-5} + \sqrt{(1.8 \times 10^{-5})^2 + 4 (1.8 \times 10^{-5})(0.10)}}{2} \approx 1.33 \times 10^{-3}\ \text{mol/L}[H+]=2−1.8×10−5+(1.8×10−5)2+4(1.8×10−5)(0.10)≈1.33×10−3 mol/L α=1.33×10−30.10×100≈1.33%pH=−log10(1.33×10−3)≈2.87\alpha = \frac{1.33 \times 10^{-3}}{0.10} \times 100 \approx 1.33\% \qquad pH = -\log_{10}(1.33 \times 10^{-3}) \approx 2.87α=0.101.33×10−3×100≈1.33%pH=−log10(1.33×10−3)≈2.87 因此只有約 1.3% 的醋酸分子解離；其餘仍完整地留在溶液中。 為什麼稀釋會提高解離百分率 這是弱酸著名的特性：稀釋溶液會增加解離百分率，即使絕對氫離子濃度下降。加水降低了每一種溶解物種的濃度，依勒沙特列原理，平衡朝溶解粒子較多的一側 —— 解離側 —— 移動，以部分抵抗此變化。 近似 α≈Ka/c\alpha \approx \sqrt{K_a / c} 抓住了此趨勢：解離百分率與 1/c1/\sqrt{c} 成比例。把濃度降為十分之一，解離百分率約上升 10≈3.2\sqrt{10} \approx 3.2 倍。可在計算器中調低濃度，觀察這個數字攀升。 較強的酸解離得更多 在固定濃度下，酸的 KaK_a 愈大，解離百分率愈大。甲酸（Ka≈1.8×10−4K_a \approx 1.8 \times 10^{-4}）的 KaK_a 約為醋酸的十倍，在相同稀釋下明顯解離更多。推到極致 —— 推到 HCl 這類解離實際上完全的強酸 —— 解離百分率便趨近 100%，也就不再需要平衡處理了。 常見問題（FAQ）解離百分率怎麼算？對弱單質子酸 HA ⇌ H⁺ + A⁻，設平衡時 x = [H⁺] = [A⁻]，未解離的酸為 c − x。酸解離常數為 Ka = x²/(c − x)。精確解此二次式得 x = (−Ka + √(Ka² + 4·Ka·c)) / 2。解離百分率即為 α = ([H⁺]/c) × 100。本計算器採用精確二次式求解，因此即使常用近似 x ≈ √(Ka·c) 會失準時，仍保持準確。舉例而言，醋酸（Ka = 1.8 × 10⁻⁵）在 0.10 mol/L 時約有 1.33% 解離。 解離百分率是什麼意思？解離百分率是弱酸分子中、在平衡時實際裂解為離子者所佔的比例，以百分比表示。強酸實際上 100% 解離 —— 每個分子都釋出其質子。弱酸只部分解離，因此 0.10 mol/L 的醋酸溶液約位於 1.33%：絕大多數醋酸仍維持為完整、未解離的分子。酸的 Ka 愈大，在給定濃度下的解離百分率就愈高。 為什麼稀釋弱酸時解離百分率會上升？稀釋弱酸會增加其解離百分率，即使絕對 [H⁺] 下降。原因是勒沙特列原理：加水降低了所有溶解物種的濃度，平衡 HA ⇌ H⁺ + A⁻ 便朝溶解粒子較多的一側 —— 也就是解離側 —— 移動，以部分抵消稀釋。在數學上，在近似 α ≈ √(Ka/c) 中，解離百分率與 1/√c 成比例，因此把濃度降為十分之一，解離百分率約上升 √10 ≈ 3.2 倍。可在計算器中調低濃度看看此效應。 強酸與弱酸在解離上有何差異？強酸如 HCl 或 HNO₃ 在水中幾乎完全解離，因此其解離百分率接近 100%，[H⁺] 等於其形式濃度。弱酸如醋酸、甲酸或氫氟酸的 Ka 很小，只部分解離 —— 在一般濃度下往往僅有不到一個百分點到數個百分點。本計算器是為弱單質子酸設計的，這類情形需要精確的平衡解；對強酸而言，解離百分率直接取為 100%。 推薦的下一個 pH 值計算 計算溶液的 pH、pOH、[H⁺] 與 [OH⁻]。輸入氫離子濃度、氫氧根濃度、pH 或 pOH，即可在 25°C 下求出其餘三項。 深入了解亨德森-哈塞爾巴爾赫方程式計算 由 pKa 與共軛鹼對弱酸的濃度比，依 pH = pKa + log([A⁻]/[HA]) 計算緩衝溶液的 pH。 深入了解莫耳濃度計算 依 M = n ÷ V 求莫耳濃度（mol/L）、莫耳數或溶液體積。已知其中兩項，即可解出第三項。 深入了解 200+ 計算機 · 10 種語言 · 完全免費 更多溶液 比爾-朗伯定律計算器亨德森-哈塞爾巴爾赫方程式計算拉午耳定律計算機重量莫耳濃度計算機莫耳濃度計算解離百分率計算器 +8 more Show less 稀釋計算溶度積（Ksp）計算器當量濃度計算器滲透壓計算機質量百分濃度計算Ka 轉 pKa 換算計算器pH 值計算PPM 濃度計算機 其他化學計算機 化學計量 元素百分組成計算機平均原子量計算器原子經濟性計算機理論產量計算產率計算莫耳數計算滴定計算機熱力學 凡特何夫方程式計算器平衡常數計算機吉布斯自由能計算機克勞修斯-克拉佩龍方程式計算器沸點上升計算阿瑞尼斯方程式計算機能斯特方程式計算機量熱反應焓計算器電池電位求平衡常數計算器電池電位求吉布斯自由能計算器標準電池電位計算器凝固點下降計算所有工具 一級積分速率定律計算器二級積分速率定律計算器凡得瓦方程式計算器不飽和度計算器半衰期計算機平均反應速率計算器形式電荷計算器法拉第電解定律計算器芮得柏方程式計算器格雷姆逸散定律計算器氣體密度計算器理想氣體方程式計算道耳頓分壓定律計算器零級積分速率定律計算器聯合氣體定律計算 這個計算機對您有幫助嗎？ 有幫助 需要改進 需要改進 我們可以如何改進這個計算機？ 送出回饋 由 OneCalc 提供 ↗
最後更新：2026-06-16 解離百分率告訴你什麼 弱單質子酸在水中不會完全解離，而是處於平衡： HA⇌H++A−\text{HA} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{A}^-HA⇌H++A− 解離百分率衡量此平衡偏向右方的程度 —— 溶解的酸分子中，有多少比例實際釋出了質子。強酸實際上 100% 解離；弱酸通常只解離不到一個百分點到數個百分點。 符號物理量單位Ka酸解離常數無因次c初始濃度mol/L[H⁺]平衡氫離子濃度mol/Lα解離百分率% 精確平衡 設平衡時 x=[H+]=[A−]x = [\text{H}^+] = [\text{A}^-]，剩下 c−xc - x 的未解離酸。酸解離常數為： Ka=x2c−xK_a = \frac{x^2}{c - x}Ka=c−xx2 整理成二次式並取具有物理意義的（正）根，便得到氫離子濃度的精確表達式： [H+]=−Ka+Ka2+4Kac2[\text{H}^+] = \frac{-K_a + \sqrt{K_a^2 + 4 K_a c}}{2}[H+]=2−Ka+Ka2+4Kac 解離百分率與 pH 隨後直接得出： α=[H+]c×100pH=−log10[H+]\alpha = \frac{[\text{H}^+]}{c} \times 100 \qquad pH = -\log_{10}[\text{H}^+]α=c[H+]×100pH=−log10[H+] 本計算器精確求解二次式，因此即使在常見捷徑 [H+]≈Kac[\text{H}^+] \approx \sqrt{K_a c} 會偏離之處，仍保持準確。 範例計算 醋酸的 Ka=1.8×10−5K_a = 1.8 \times 10^{-5}。配製 0.10 mol/L 的溶液，它解離了多少？ [H+]=−1.8×10−5+(1.8×10−5)2+4(1.8×10−5)(0.10)2≈1.33×10−3 mol/L[\text{H}^+] = \frac{-1.8 \times 10^{-5} + \sqrt{(1.8 \times 10^{-5})^2 + 4 (1.8 \times 10^{-5})(0.10)}}{2} \approx 1.33 \times 10^{-3}\ \text{mol/L}[H+]=2−1.8×10−5+(1.8×10−5)2+4(1.8×10−5)(0.10)≈1.33×10−3 mol/L α=1.33×10−30.10×100≈1.33%pH=−log10(1.33×10−3)≈2.87\alpha = \frac{1.33 \times 10^{-3}}{0.10} \times 100 \approx 1.33\% \qquad pH = -\log_{10}(1.33 \times 10^{-3}) \approx 2.87α=0.101.33×10−3×100≈1.33%pH=−log10(1.33×10−3)≈2.87 因此只有約 1.3% 的醋酸分子解離；其餘仍完整地留在溶液中。 為什麼稀釋會提高解離百分率 這是弱酸著名的特性：稀釋溶液會增加解離百分率，即使絕對氫離子濃度下降。加水降低了每一種溶解物種的濃度，依勒沙特列原理，平衡朝溶解粒子較多的一側 —— 解離側 —— 移動，以部分抵抗此變化。 近似 α≈Ka/c\alpha \approx \sqrt{K_a / c} 抓住了此趨勢：解離百分率與 1/c1/\sqrt{c} 成比例。把濃度降為十分之一，解離百分率約上升 10≈3.2\sqrt{10} \approx 3.2 倍。可在計算器中調低濃度，觀察這個數字攀升。 較強的酸解離得更多 在固定濃度下，酸的 KaK_a 愈大，解離百分率愈大。甲酸（Ka≈1.8×10−4K_a \approx 1.8 \times 10^{-4}）的 KaK_a 約為醋酸的十倍，在相同稀釋下明顯解離更多。推到極致 —— 推到 HCl 這類解離實際上完全的強酸 —— 解離百分率便趨近 100%，也就不再需要平衡處理了。 常見問題（FAQ）解離百分率怎麼算？對弱單質子酸 HA ⇌ H⁺ + A⁻，設平衡時 x = [H⁺] = [A⁻]，未解離的酸為 c − x。酸解離常數為 Ka = x²/(c − x)。精確解此二次式得 x = (−Ka + √(Ka² + 4·Ka·c)) / 2。解離百分率即為 α = ([H⁺]/c) × 100。本計算器採用精確二次式求解，因此即使常用近似 x ≈ √(Ka·c) 會失準時，仍保持準確。舉例而言，醋酸（Ka = 1.8 × 10⁻⁵）在 0.10 mol/L 時約有 1.33% 解離。 解離百分率是什麼意思？解離百分率是弱酸分子中、在平衡時實際裂解為離子者所佔的比例，以百分比表示。強酸實際上 100% 解離 —— 每個分子都釋出其質子。弱酸只部分解離，因此 0.10 mol/L 的醋酸溶液約位於 1.33%：絕大多數醋酸仍維持為完整、未解離的分子。酸的 Ka 愈大，在給定濃度下的解離百分率就愈高。 為什麼稀釋弱酸時解離百分率會上升？稀釋弱酸會增加其解離百分率，即使絕對 [H⁺] 下降。原因是勒沙特列原理：加水降低了所有溶解物種的濃度，平衡 HA ⇌ H⁺ + A⁻ 便朝溶解粒子較多的一側 —— 也就是解離側 —— 移動，以部分抵消稀釋。在數學上，在近似 α ≈ √(Ka/c) 中，解離百分率與 1/√c 成比例，因此把濃度降為十分之一，解離百分率約上升 √10 ≈ 3.2 倍。可在計算器中調低濃度看看此效應。 強酸與弱酸在解離上有何差異？強酸如 HCl 或 HNO₃ 在水中幾乎完全解離，因此其解離百分率接近 100%，[H⁺] 等於其形式濃度。弱酸如醋酸、甲酸或氫氟酸的 Ka 很小，只部分解離 —— 在一般濃度下往往僅有不到一個百分點到數個百分點。本計算器是為弱單質子酸設計的，這類情形需要精確的平衡解；對強酸而言，解離百分率直接取為 100%。
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