Av John Brennan, uppdaterad 30 augusti 2022
I ett kemiskt system uppnås jämvikt när de framåt- och bakåtreaktionerna fortskrider i samma hastighet. Placeringen av denna jämvikt styrs av termodynamik - specifikt den energi som frigörs och entropin förändras under processen. Vid en given temperatur och ett givet tryck är förhållandet mellan reaktanter och produkter fixerat av jämviktskonstanten. När partialtrycket för CO₂ är känt kan jämviktskonstanten användas för att beräkna koncentrationen av bikarbonat, HCO₃⁻, i lösning.
Alla dessa reaktioner är reversibla. Jämviktskonstanterna för varje steg tillåter oss att bestämma de relativa koncentrationerna av CO₂, H₂CO₃, HCO₃⁻ och CO₃²⁻ vid jämvikt.
Om vi antar rumstemperatur (≈25°C) och standardatmosfärstryck, anser vi vanligtvis att karbonat (CO₃²⁻) endast är närvarande i spårmängder när lösningens pH är ≤9. Under dessa förhållanden dominerar löst CO2, kolsyra (H2CO3) och bikarbonat (HCO3-). I starkt alkaliska medier (pH>9) skiftar balansen mot bikarbonat och karbonat, varvid kolsyran blir försumbar.
Med Henrys lag ges koncentrationen av löst CO₂ av:
CO₂(aq) =(2,3×10⁻²molL⁻¹atm⁻1)×P_CO₂
där P_CO₂ är partialtrycket för CO₂ i atmosfärer.
Kolsyra bildas från löst CO2 enligt jämviktskonstanten för den första reaktionen. Ett empiriskt samband är:
H2CO3 =(1,7×10⁻3molL⁻1mol⁻1L)×[CO2(aq)]
Eftersom H2CO3 är en svag syra, kan dess dissociation till H+ och HCO3⁷ approximeras med användning av syradissociationskonstanten (K_a ≈ 4,3×10⁻⁷). Att ordna om uttrycket för K_a ger:
4,3×10⁻⁷ =[H⁺]² / [H₂CO₃]
Om man antar elektroneutralitet, [H⁺] ≈ [HCO₃⁻] vid detta pH-område. Lösning för [HCO₃⁻] ger den önskade bikarbonatkoncentrationen:
[HCO₃⁻] =√(4,3×10⁻⁷×[H₂CO₃])
Vid jämvikt balanserar systemet framåt- och bakåtreaktionerna, kopplar samman CO₂-partialtryck, löst CO₂, kolsyra och bikarbonat. Genom att tillämpa Henrys lag och syradissociationskonstanten kan du beräkna bikarbonatkoncentrationen i en lösning.
