碳酸平衡
现代水处理技术 水化学基础
如果考虑活度，石膏在水中的溶解度是多少？
Ksp=10-4.85
m Ca2+ =m SO4 2 - =10-2.425(mol/L) (假定活度系数为1,活度等于浓度) I=1/2(22×10-2.425+22×10-2.425)=1.503× 10-2 (mol/L)
难溶盐的溶解度可根据溶度积进行计算.
例: 方解石在水中的溶解度由下述溶解反应所控制: CaCO3 ←→ Ca2+ + CO3 2 –
设CaCO3的溶解度为x ( mol/L), 则饱和溶液中Ca2+ 和 CO3 2 –的浓度也应为x，Ksp=10-8.4, (假定活度 等于浓度)
Ksp=〔 Ca2+ 〕〔 CO3 2 - 〕= x ·x= x2 x2 = 10-8.4 x = 10-4.2(mol/L)=6.3(mg/L) CaCO3的溶解度为6.3 mg/L
之间的引力和斥力，可以计算浓度高至20 mol/L 的离子的活度。
溶解平衡
强调：在平衡研究中，固体及纯液体（例 如H20）的活度为1。
溶解平衡
例: 一水样的化学成分如下表，已知水样温度为 25℃ ，求Ca2+和HCO3- 的活度。
（1） 计算溶液的离子强度I I =1/2 （0.002046×22+0.00016×22+0.001087+0.000194+0.00413+ 0.000177×22+0.001128+0.000613） = 0.0193(0.016684)?
化学反应中的化学平衡原理
化学反应中的化学平衡原理化学反应是化学学科中最为基本的一个概念，所有物质的变化都可以归结为化学反应。
在化学反应中，化学平衡原理是一个非常重要的概念，它涉及到了反应的速率、平衡状态和热力学等方面。
在本文中，我们将深入剖析化学平衡原理的本质和实际应用。
一、化学平衡的本质在化学反应中，反应物和生成物之间的相对浓度以及化学反应速率都会发生变化，而这些变化最终会导致化学平衡的产生。
化学平衡的本质在于反应物和生成物之间的相对浓度达到了一种动态平衡状态，即反应物和生成物之间的摩尔浓度之比保持不变。
在达到这种状态之后，化学反应虽然仍在进行，但是反应速率已经完全相等，因而不会再发生实际的反应。
化学平衡的本质可以用一个经典的酸碱反应来进行解释。
在HCl和NaOH反应时，产生的氢氧化钠离子和氯离子会在溶液中形成动态平衡。
当氢氧化钠离子的浓度增加时，反应速率会变快，而当氯离子的浓度增加时，反应速率则会变慢。
最终，当氢氧化钠离子和氯离子的摩尔浓度之比达到特定值时，反应的速率将完全相等，从而导致化学平衡的产生。
二、化学平衡原理在实际应用中的作用除了在基础科学研究中发挥关键作用之外，化学平衡原理还在许多实际应用中发挥着至关重要的作用。
以下就是化学平衡原理在实际应用中的几个典型案例。
1. 压力釜中的甲醇合成压力釜是一种密闭式反应容器，常用于高压、高温反应中。
在甲醇合成中，从CO和H2生成甲醇的反应分别是：CO(g) + 2H2(g) ⇌ CH3OH(g)在压力釜中，反应物的压力被限定在特定的范围内，从而使反应物之间的浓度比保持不变。
这样，当反应物到达了动态平衡状态时，甲醇的浓度就会达到最高值。
2. 血液中的碳酸平衡在人类体内，H2CO3和HCO3-是人体内最重要的酸碱对，它们在体内维持着血液的酸碱性平衡。
当血液中的二氧化碳浓度升高时，H2CO3的浓度就会增加，从而增加了H的浓度，使血液变得更加酸性。
反之亦然。
这一平衡状态非常重要，任何对这种平衡的打破都会对身体造成很大的影响。
(完整版)第三章水环境化学答案
第三章 水环境化学1、 请推导出封闭和开放体系碳酸平衡中[H 2CO 3*]、[HCO 3-]和[CO 32-]的表达式，并讨论这两个体系之间的区别。
解:开放体系，考虑到CO 2在气液相之间的平衡，[H 2CO 3*] 不变 根据亨利定律： [CO 2(aq)] = K H Pco 2 lg[H 2CO 3*] ≈ lg[CO 2(aq)]= lg K H + lg Pco 2 = - 4.9lg[HCO 3-] = lg K 1 + lg [H 2CO 3*] + pH= -11.3 + pHlg[CO 32-] = lgK 1 + lgK 2 + lg[H 2CO 3*] + 2pH= -21.6 + 2pH*][][][*][]][[32133231CO H H KHCO CO H HCO H K +--+==*][][][*][][][32221233223221CO H H KK CO CO H CO H K K +--+⋅==⋅][][][233*32--++=CO HCO CO H C T 是常数。
的总和为各种碳酸化合态浓度假设,T C T C HCO ⎥⎦⎤⎢⎣⎡-=31αT C CO ⎥⎦⎤⎢⎣⎡-=232αT C CO H ⎥⎦⎤⎢⎣⎡*=320α122122)][][1(-+++=K H K K H α1211)][][1(-++++=H K K H α122110)][][1(-++++=H K K H K α*][][][*][]][[32133231CO H H K HCO CO H HCO H K +--+==*][][][*][][][32221233223221CO H H K K CO CO H CO H K K +--+⋅==⋅][][][][21233*32+--H K K CO HCO C CO H T 和含有的表示式，，为变量表示以:,][],[*],[21023332得到，，代入把αααT C CO HCO CO H --2、请导出总酸度、CO2酸度、无机酸度、总碱度、酚酞碱度和苛性碱度的表达式作为总碳酸量和分布系数（α）的函数。
环境化学重点
= 4.69×10-11×1.00×10-3 /1.00×10-8
例2
(p156)
4.69 10 0.469 , 10 [ HCO3 ] 1.00 10 [CO3 ]
若水体 pH升高到10.00, 碱度仍保持1.00×10-3 mol/L，再计算 该水体中各碱度成分的浓度。 碱度 = [ HCO3-] + 2[CO32-] + [OH-] [OH-] = 1.00×10-4 mol/L 1.00×10-3 = [HCO3-] + 2[CO32-] + 1.00×10 -4
= 2 酚酞碱度 – 总碱度
B、酸度（Acidity)：指水中能与强碱发生中和作用的全 部物质，亦即放出 H+ 或经过水解能产生 H+ 的物质总 量。组成水中酸度的物质可归纳为三类：强酸弱酸和 强酸弱碱盐。
无机酸度：以甲基橙为指示剂滴定到 pH = 4.3
无机酸度 = [H+] - [HCO3-] - 2 [CO32-] - [OH-]
试计算25度，标准大气压下，水中有机物浓 度是多少时, 可基本消耗全部的氧气?
（3）气体在水中的溶解性
氧气溶解度随着温度的变化，要求会计算。
Lg(C2/C1) = △H / (2.303R) ( 1/T1 - 1/T2 )
当温度从0 ℃升到35 ℃时，氧在水中的溶解度将从 14.74mg/L降低到7.03mg/L。
水资源
地球上水贮量13，9亿，其中97%为海洋淡水， 不能直接利用。 水是人类发展不可缺少的自然资源，是人类 和一切生物赖以生存的物质基础。人类对水 资源的开发和利用包括： A直接利用，数量和质量会发生变化； B水能的利用，发展水运等，无量的消耗。
八大离子平衡 要求
八大离子平衡要求离子平衡是指在溶液中，离子的生成和消失达到平衡状态。
离子平衡是化学反应中的重要概念，尤其是在溶液中的化学反应。
在溶液中，离子的生成和消失是通过离子的溶解和沉淀反应来实现的。
八大离子平衡是指在水溶液中的八种离子的生成和消失达到平衡状态。
八大离子是指氢离子（H+）、氢氧根离子（OH-）、铵离子（NH4+）、亚硝酸根离子（NO2-）、硝酸根离子（NO3-）、硫酸根离子（SO42-）、磷酸根离子（PO43-）和碳酸根离子（CO32-）。
这些离子在水溶液中的生成和消失是相互关联的，它们的平衡状态对于溶液的性质和化学反应起着重要的作用。
氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）之间的平衡是水的酸碱平衡。
在水中，少量水分子会自离解成氢离子和氢氧根离子，形成酸碱平衡。
当氢离子的浓度增加时，溶液呈酸性；当氢氧根离子的浓度增加时，溶液呈碱性。
当氢离子和氢氧根离子的浓度相等时，溶液呈中性。
铵离子（NH4+）和亚硝酸根离子（NO2-）之间的平衡是氨的酸碱平衡。
在水中，氨可以接受一个氢离子形成铵离子，也可以给出一个氢离子形成亚硝酸根离子。
这两种离子的平衡决定了氨的性质和溶液的酸碱性。
硝酸根离子（NO3-）和硫酸根离子（SO42-）之间的平衡是硝酸和硫酸的酸碱平衡。
这两种离子的生成和消失决定了溶液的酸碱性和盐度。
磷酸根离子（PO43-）和碳酸根离子（CO32-）之间的平衡是磷酸和碳酸的酸碱平衡。
这两种离子的生成和消失决定了溶液的酸碱性和盐度。
在八大离子平衡中，各个离子之间的生成和消失是相互关联的。
它们的平衡状态决定了溶液的性质和化学反应的进行。
通过控制各个离子的平衡，可以调整溶液的酸碱性和盐度，从而对溶液的性质进行调控和改善。
总结起来，八大离子平衡是指在水溶液中的氢离子、氢氧根离子、铵离子、亚硝酸根离子、硝酸根离子、硫酸根离子、磷酸根离子和碳酸根离子之间的生成和消失达到平衡状态。
这些离子的平衡状态决定了溶液的性质和化学反应的进行。
天然水的基本特征
（2）
（3） 气体在水中的溶解性
例题
（4）水生生物：
富营养化：在许多情况下，P是限制的营养物
（1）碳酸平衡：
（1）碳酸平衡：
（1）碳酸平衡：
（1）碳酸平衡： 以上所讨论的 是封闭体系。 那么开放体系
（2）天然水的碱度和酸度：
碱度(Alkalinity)是指水中能与强酸发 生中和作用的全部物质，亦即能接受质子H+的 物质总量。 组成水中碱度的物质可分为： A. 强碱，如 NaOH、Ca(OH)2； B. 弱碱，如 NH3、C6H5NH2； C. 强碱弱酸盐， 如 NaCO3、Na3PO4等。
苛性碱度 = [OH-] - [HCO3-] - 2 [H2CO3*] - [H+]
3
（2）天然水的碱度和酸度： 酸度(Acidity)是指水中能与强碱发生中 和作用的全部物质，亦即放出H+或经过水解能 产生H+的物质的总量。 组成水中酸度的物质可分为： A. 强酸，如 HCl、H2SO4； B. 弱酸，如 CO2、H2CO3、各种有机酸等； C. 强酸弱碱盐， 如 FeCl、Al2（SO4）3等。
无机酸度：以甲基橙为指示剂，滴定到pH=4.3。
无机酸度 = [H+] - [HCO3-] - 2[CO32-] -[OH-]
天然水体的缓冲能力 天然水体的pH在6—9之间，对许多 水体，其pH基本保持恒定，这表明天然 水体具有一定的缓冲作用。 对这样一个开放体系来讲，它的酸度 受多种因素的控制，其中最重要的是碳 酸平衡体系。
第三章 水环境化学
第一节 天然水的基本特征及污染物的存在形态 第二节 水中无机污染物的迁移转化 第三节 水中有机污染物的迁移转化 第四节 水质模型
第三章 水环境化学
6
1、天然水的组成（离子、溶解气体、水生生物） 天然水是含有可溶性物质和悬浮物的一种天 然溶液。可溶性物质非常复杂，主要是岩石风化 过程中，经过水溶解迁移、搬运到水中的地壳矿 物质。
7
（1）天然水中的主要离子组成
天然水中常见的八大离子： K+ 、 Na+ 、 Ca2+ 、 Mg2+ 、 HCO3- 、 NO3- 、 Cl- 、 SO42-。 常见的八大离子占天然水中离子总量的95%-99%。 水中这些主要离子，常用来作为表征水体主要化学特征性指标。 硬 Ca2+ HCO3度 Mg2+ CO32碱 度 酸 H+ OH碱 金 属
1 =0.3086 2.24 1 2.24 =0.6914 2.24 1
[ H 2 CO3 ] [ HCO3 ]
*
所以此时[H2CO3*]=α0CT=0.3086×3×10-3molL-1=0.9258×10-3molL-1 [HCO3-]=α1CT=0.6914×3×10-3molL-1=2.0742×10-3molL-1 加酸性废水到pH=6.7，有0.9258×10-3molL-1的H2CO3*生成，故每升河水中要加入 0.9258×10-3mol的H+才能满足上述要求，这相当于每升河水中加入浓度为1×10-2 molL-1的硫酸废水的量V为： V=0.9258×10-3mol/(2×1×10-2molL-1)=0.0463L=46.3mL。因此相当于每升河水中
100 CO2+H2CO3 HCO3CO32-
80 60 40 20 0
2 4 6 pH 8 10 12
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碳酸化合态分布图的理解： a、总体分布态势：
海水酸化的原理
海水酸化的原理海水酸化是指海洋中的酸碱平衡被打破，海水的pH值下降，变得更加酸性。
这种现象主要是由于人类活动造成的大气中二氧化碳（CO2）浓度的增加所引起的。
首先，我们需要了解一些关于海水化学的基本知识。
海水中存在着许多溶解在其中的化学物质，包括溶解在水中的气体（如二氧化碳、氧气）、固体盐类（如氯化钠、硫酸钠）和溶解有机物（如有机酸、蛋白质）。
其中，二氧化碳在海水中起着重要的作用。
二氧化碳的溶解在海洋中是通过气体交换的过程进行的。
大气中的二氧化碳与水体之间存在气体交换平衡，这个平衡是通过碳酸平衡反应维持的。
简单来说，二氧化碳当溶解于水中后会产生碳酸（H2CO3）。
碳酸分解成氢离子（H+）和碳酸根离子（HCO3-）的过程被称为酸解离平衡。
而二氧化碳以这两种形式存在于海水中：一部分以氢离子状态存在（以H2CO3的形式），另一部分以碳酸根离子状态存在（以HCO3-的形式）。
然而，随着二氧化碳浓度的增加，平衡被打破，这导致了海水酸化。
人类活动主要通过燃烧化石燃料（如煤、石油和天然气）释放了大量的二氧化碳。
这些二氧化碳释放到大气中后，会在一定程度上溶解在海洋中。
全球燃烧化石燃料释放的二氧化碳约有30％被吸收到海洋中。
当二氧化碳溶解到海水中后，pH值就会下降。
pH是一个衡量水性酸碱程度的指标，其数值愈低表示水性愈酸。
海水中pH值的下降主要是因为二氧化碳溶解后会释放出氢离子，导致海洋酸化。
氢离子的增加使得海水更加酸性，破坏了海水中的酸碱平衡。
海洋酸化对海洋生态系统产生了许多负面影响。
首先，酸化的海水会对海洋中的一些生物造成极大的威胁。
例如，酸化的海水会影响珊瑚的生长和建筑，导致珊瑚礁的白化和死亡。
酸化的海水还会对贝类和软体动物的骨骼和壳有害，导致它们无法正常生长和繁殖。
此外，海洋酸化还会影响浮游生物的生存和繁殖，影响整个海洋食物链的稳定性。
除了对海洋生物的影响外，海水酸化还对全球气候系统产生了一系列的影响。
首先，酸化的海水会影响海洋中的碳循环。
第三章 水环境化学习题解答
第三章水环境化学一、填空题1、天然水体中常见的八大离子包括：K+、Na+、Ca2+、Mg2+、HCO3-、NO3-、Cl-、SO42-。
2、天然水体中的碳酸平衡体系a0、a1、a2分别表示[H2CO3*]、[HCO3-]、[CO32-]的分配系数，其表达式分别为：（用pH\K1\K2表达）:a 0=[H2CO3*]/{[ H2CO3*]+[ HCO3-]+[ CO32-]}=[H+]2/{[H+]2+K1[H+]+K1K2}a 1=[ HCO3-] /{[ H2CO3*]+[ HCO3-]+[ CO32-]}= K1[H+]/{[H+]2+K1[H+]+K1K2}a 2=[ CO32-] /{[ H2CO3*]+[ HCO3-]+[ CO32-]}= K1K2/{[H+]2+K1[H+]+K1K2}。
(注：此三个公式前半段教材119-120页有错误！)a 0+a1+a2=13、根据溶液质子平衡条件得到酸度低表达式：总酸度=[H+]+2[ H2CO3*]+[HCO3-]-[OH-]；CO2酸度= [H+]+[H2CO3*]-[CO32-]-[OH-]（注：教材121此公式错误），无机酸度= [H+]-[HCO3-]-2[CO32-] -[OH-] 。
4、根据溶液质子平衡条件得到酸度低表达式：总碱度= [OH-] +2[CO32-]+[HCO3-]-[H+]；酚酞碱度= [OH-] +[CO32-]-[H+]-[ H2CO3*]；苛性碱度= [OH-] -2[ H2CO3*]-[HCO3-]-[H+]。
5、“骨痛病事件”的污染物是镉；水俣病的污染物是汞（或甲基汞）。
6、水体的富营养化程度一般可用总磷（TP）、总氮（TN）、叶绿素a、透明度等指标来衡量。
7、水环境中氧气充足的条件下有机物发生的生物降解称为有氧（或好氧）降解，最终产物主要为二氧化碳和水，有机氮转化为硝酸根，有机硫转化为硫酸根。
水中的有机物在无氧条件经微生物分解，称为厌氧降解，降解产物除二氧化碳和水外，还有小分子的醇、酮、醛、酸等，无机态氮主要以氨氮存在、硫主要以硫化物存在，水体发臭发黑。
平衡与碳酸根,碳酸氢根平衡_概述说明以及解释
平衡与碳酸根,碳酸氢根平衡概述说明以及解释1. 引言1.1 概述碳酸根和碳酸氢根是溶液中常见的离子，它们对水质、环境和生物系统具有重要影响。
在化学平衡中，碳酸根与碳酸氢根之间相互转化的平衡反应起着关键作用。
本文将探讨碳酸根和碳酸氢根的形成与分解反应，以及影响它们平衡的因素。
1.2 文章结构本文将分为五个部分进行论述。
首先，在引言部分简要介绍文章内容并阐明目的。
接下来，我们将详细讨论碳酸根平衡相关理论知识（第2节）和碳酸氢根平衡相关理论知识（第3节）。
然后，我们会进一步探讨平衡与碳酸根之间的关系（第4节）。
最后，我们会得出结论（第5节）。
1.3 目的本文旨在深入了解碳酸根和碳酸氢根的形成与分解反应过程，并探讨影响它们平衡状态的因素。
通过研究这些平衡反应，我们能够更好地理解溶液中的碳酸根和碳酸氢根的行为，以及它们在不同条件下的动态平衡关系。
这将有助于我们对水质和环境问题的认识，同时也为相关领域的研究提供指导和参考。
2. 碳酸根平衡2.1 碳酸根离子介绍碳酸根（CO3^2-)是由一个碳原子与三个氧原子组成的阴离子。
在水溶液中，碳酸根会与阳离子形成盐类或与阳离子形成络合物。
碳酸根能够参与许多重要的化学反应，是一种常见的化学物质。
2.2 碳酸根的形成与分解反应碳酸根可以通过以下反应形成：CO2 + H2O →H2CO3 →H+ + HCO3^-其中，二氧化碳（CO2）溶解在水中会生成碳酸（H2CO3），而碳酸又可以进一步解离为氢离子（H+）和碳酸氢根（HCO3^-）。
这个过程是一个平衡反应，在特定条件下，反应向前和向后进行。
此外，碳酸根也可以通过以下分解反应分解：HCO3^- →H+ + CO3^2-这个过程是逆向的，即从碳酸氢根到碳酸根的转变。
2.3 影响碳酸根平衡的因素对于碳酸根平衡的影响因素主要包括温度、溶液中其他离子的浓度、水的酸碱性等。
首先，温度的变化可以改变碳酸根平衡反应的位置。
一般来说，升高温度会使反应向右偏移，即向碳酸根的生成方向偏移。
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碳 酸 平 衡一、电中性条件在讨论碳酸平衡以前，有必要了解不与固相相互反应的液相中的溶解组分的行为。
从宏观上讲，电解溶解的一个基本条件是电中性条件，即溶液中的正离子电荷总数等于负离子电荷总数。
其数学表达式如下：∑Zm e =∑Zm e式中，m e 和m a 分别为阳离子和阴离子的摩尔浓度，Z 为离子的电荷数。
此式称为电中性方程。
地下水的电中性方程式以其常量组分的电中性形式表达的。
（Na +）+(K +)+2(Ca 2+)+2(Mg 2+)=(CL -)+(HCO 3-)+(NO 2)+2(SO 4)式中的数字为离子的电荷数，括弧表示其摩尔浓度。
由于地下水是一种复杂溶液，除常量组分外，还有微量组分，因此，上式只能是近似相等的方程。
在实际应用中常用此中性方程检查分析结果的误差，其表达式为：E=∑∑∑∑--aca c ZmZm Zm Zm ×100式中，E 为电荷平衡误差（%），其他符号的含义同（1.17）式。
一般来说。
E 的绝对值〈5%时是允许的。
电中性方程不仅用于水分析结果，还用于分析其他的水文地球化学问题。
二、水及弱酸的离解纯水或含有其他溶质的水溶液中的水分子都会理解，其反应为：H 2O=H ++OH-按质量定律，打离解平衡时可表达为：OH OH H k w 2]][[-+= （1.20）式中，K W 是水的离解常数。
在稀溶液中，水的活度为1。
海水中的活度为0.98，20%NaCL 溶液中水的活度为0.84。
因此，除高浓度的地下盐水或卤水，一般地下水的水活度都可看作1。
因此（1.20）式可表示为：K W =[H +][OH -]W W在水文地球化学研究中，通常把pH=7视为中性。
严格来说，这是不够确切的。
从表1.6可以看出，中性pH 值随温度而变。
如水温为10℃，pH=7，这时的水并非中性，而是偏酸性；如水温为40℃，pH=7，此时的水也并非中性而是偏碱性；只有25℃时，pH =7，水为中性。
因此，如研究的地下水温偏离25℃太大的话，不应把pH =7视为中性。
水的离解是H +的来源，但是，水溶液中的许多反应都可能产生H +或消耗H +，一些弱酸的离解控制着水中的值。
主要的弱酸是碳酸，其次是磷酸。
这些酸也称为“多元酸”，他可进行几次离解。
如磷酸分三次离解：H 3PO 4=H 2PO 4-+ H+H 2PO 4-=HPO 42-+ H+HPO 42-=H 2PO 4-+ H+磷酸每一次的离解常数都产生H +，所以这种反应与水溶液的pH 有关。
碳酸的离解对地下水的pH 控制更明显。
此问题在下一节详细阐述。
地下水中还有许多反应产生H +例如，硫化氢氧化 H 2S （aq ）=HS -+H -黄铁矿氧化 2FeS 2+7O 2+2H 2O=2Fe+4SO 42-+4H+地下水中许多反应消耗H +，例如：方解石溶解 CaCO 3（S ）+H +=Ca 2++HCO 3-钠长石溶解 2NaAlSi 3O 8（S ）+2H ++9H 2O= Al 2Si 2O 5（OH ）（S ）+4H 4SiO 4（aq ）+2Na +上述反应式中括弧中的“aq ”代表液相。
三、地下水中的碳酸平衡 （一）地下水中碳酸组成地下水中的碳酸以三种化合形态存在： （1） 游离碳酸。
它以溶解CO 2（aq ）或H 2CO 3形态存在，习惯上记为“H 2CO 3”。
实际上，水中以CO 2（aq ）为主，H 2CO 3比CO 2（aq ）少得多，一般只占其总和得1%。
（2） 重碳酸，即HCO 3-。
（3） 碳酸，即CO 32-。
地下水中碳酸得一个重要来源是大气中得CO 2气体溶于水， 其反应如下：CO 2（g ）+H 2O=CO 2（aq ）+ H 2O （1.22） CO 2（aq ）+H 2O=H 2CO 3（aq ） （1.23） 联合（1.22）和（1.23）式，则CO 2（g ）+H 2O= H 2CO 3（aq ） （1.24） 按质量作用定律，（1.24）式可表示为：]][[]H [22322CO O H CO K CO =（1.25）在上述反应式中的“g ”代表气相。
在稀溶液中，溶质的分压以巴为单位，它等于溶质的摩尔数，这是亨利定律的一种理论解释，它对难溶于水的CO 2、O 2、N 2、CH 4和H 2S 是适用的。
因为纯水的活度为1，故（1.25）式可表示为：222][32co co CO p r CO H K ∙=（1.26）式中，r co 2是溶解CO 2的活度系数，p co 2是CO 2分压。
在水文地球化学的实际应用中，溶解气体的活度系数接近于1。
所以（1.26）式可表示为22][32CO CO p CO H K =碳酸（H 2CO 3）为二原弱酸，可进行二级离解H 2CO 3→H ++HCO 3-][]][[3231CO H HCO H K +=HCO 3-= H ++CO 22----=3232]][[HCO CO H K 设DIC 为水中总溶解无机碳的浓度（moL/L ），则DIC=（H 2CO 3）+ （HCO 3-）+（CO 22-） （1.32）三种碳酸的离解常数（平均常数）随温度变化，详见表1.7。
在不同pH 条件下，三种形态的碳酸按一定比例分配，它门是pH 值的函数。
表1.7 0-30℃和一巴压力下各种碳酸及方解石、白云石平衡常数注：pK=-lgK ；K 1和K 2分别为32CO H K 和-3HCO K ；K c 和K d 分别为方解石及白云石平衡常数。
据（1.27）、（1.29）（1.31）及（1.32）式联合整理，则12211)][][1(-++++=H k k H k a c ×100 （1.33） 1211)][][1(-++++=H K K H a ×100 2212][][1(K H K K H a ++++=×100式中，a 0、a 1和a 2分别为H 2CO 3、HCO 3-和CO 32-所占总碳酸（DIC ）的百分数。
表1.8式据（1.33）、（1.34）和（1.35）式计算结果，计算时采用的热力学数据取表1.7中的数据。
图1.1时据表1.8数据绘制的。
从上述图和表可以看出，酸性水中H 2CO 3占优势，碱性水中CO 32-占优势，偏酸、偏碱及中性水HCO 3-占优势。
其pH=8.34S 时，是一个有意义的零点，该点HCO 3-达最高值，占97.99446%，这是一个分界点，定为pH 0。
当pH= pH 0，分析结果中出现CO 32-，则其结果不可靠，不是CO 32-测量有误。
当分析结果没有CO 32-数据，而又必须难溶碳酸盐的SI 值时，所用的CO 32-多为计算值。
其计算公式如下：[CO 32-]=[K 2][HCO 3-]/[H +]该式是依据（1.31）式重新整理而得。
2303-132-上述曾谈到水溶液中各类碳酸的分配严格地受到pH 值的控制。
碳酸平衡中另一个重要控制因素是系统中的二氧化碳分压，即2CO p 。
它控制着碳酸盐的溶解度，即水中Ca 2+和HCO 3-的浓度，也控制着水中的pH 值。
要了解碳酸平衡系统中2CO p 的作用，必定涉及描述该系统的一系列方程，即2CO K 、K 1、K 2、K W 方程。
方解石与水相互作用的溶解平衡方程是最重要的碳酸盐溶解平衡方程，它表示为：K C =[Ca 2+]][CO 32-]如果方解石在纯水中溶解，其主要的溶解组分是Ca 2+和HCO 3-，其次还有CO 32-、OH -和H 2CO 3，其中H +和OH -是水本身解离的成分。
那么其电中性方程可表示为：2（Ca 2+）+（H +）=（ HCO 3-）+2（CO 32-）+ OH - （1.38）式中各项均以摩尔浓度表示，统一用圆括弧表示摩尔浓度，方括弧表示活度。
当（HCO 3-）相对小的多，因此，可忽略不计，则方程（1.38）可变为：2（Ca 2+）=（ HCO 3-） 或（Ca 2+）=（ HCO 3-）/2 （1.21）、（1.27）、（1.29）、（1.31）、（1.37）和（1.39）式是描述碳酸平衡系统的最基本的方程。
在碳酸平衡系统研究中，只要对上述一系列方程进行适当的数字处理，就可以给一些问题找出满意的答案。
（三）、地下水系统中的碳酸平衡大气圈中的2CO p 一般为10-3.5（×105Pa ）；包气带土壤中的空气，其2CO p 在10-2（×105Pa ）左右；二地下水中2CO p 值变化较大，一般在10-1-10-3巴之间，大多数地下水中的2CO p 值高于大气中的2CO p 值，土壤中空气的2CO p 值较大气的2CO p 值高的主要原因是，生物的呼吸和生物的分解都会产生CO 2。
地下水中2CO p 变化较大的原因是，地下水环境条件变化较大，按照它与大气CO 2交换的情况可分为“闭系统”和“开系统”。
闭系统 该系统与大气没有CO 2交换，水与碳酸盐间的溶解反应所消耗的CO 2得不到补充，碳酸盐的溶解受到CO 2的控制，这种系统称为“闭系统”。
其特征是Ca 2+、HCO 3-浓度较低，而pH 较高；最后达溶解平衡得2CO p 值小于原始2CO p ，一般在10-2巴左右。
开系统 该系统与大气有CO 2交换，水与碳酸盐间溶解反应所消耗CO 2可不断地得到补充，碳酸盐得溶解不受CO 2控制，这种系统称为“开系统”。
该系统得特征是，Ca 2+、HCO 3-浓度较高，而pH 较低；水中2CO p 一般保持定值，其范围一般在10-2-10-3巴之间。