Paso 1. La absorción de CO₂ en el agua de lluvia cambia el pH. La disolución del CO₂ en el agua posee la siguiente reacción. $$ \mathsf{CO_2~(g) \Leftrightarrow H_2CO_3} \qquad (ac) $$
En el equilibrio tenemos que la concentración del ácido carbónico [H₂CO₃] depende de la presión parcial del CO₂; así, tenemos que… $$ \mathsf{[H_2CO_3] = H P_{co2}} \qquad (1)$$
Donde H es la constante de Henry y P_CO2 es la presión parcial del CO₂.

Paso 2. El H₂CO₃ es un ácido poliprótico que puede desprender más de un protón mediante las siguientes reacciones: $$ \mathsf{H_2CO_{3(ac)} + H_2O \Leftrightarrow } \\ \mathsf { HCO_{3(ac)}^- + H_3O_{(ac)}^+} \qquad (2) $$ $$ \mathsf{HCO_{3(ac)}^- + H_2O \Leftrightarrow } \\ \mathsf{ CO_{3(ac)}^= + H_3O_{(ac)}^+} \qquad (3) $$

Paso 3. El equilibrio para la reacción (2) se puede expresar de la siguiente forma: $$ \mathsf {K_{a1} = \frac{[H_3O^+] [HCO_3^-]}{[H_2CO_{3(ac)}]}} \qquad (4) $$ Despejando el bicarbonato tenemos que… $$ \mathsf{[HCO_3^-] =} \\ \mathsf{ \frac{K_{a1} [H_2CO_{3(ac)}]}{[H_3O^+]}} \qquad (5) $$

Paso 4. Desarrollando la ecuación de equilibrio químico y despejando el carbonato de la reacción (3) tenemos… $$ \mathsf{[CO_3^=] = \frac{K_{a2}[HCO_3^-]}{[H_3O^+]}} \qquad (6) $$

Paso 5. Considerando que el agua también tiene un equilibrio tenemos que… $$ \mathsf{K_w = [H_3O_{(ac)}^+][OH_{(ac)}^-]} \qquad (7) $$ Despejando el ion hidróxido tenemos… $$ \mathsf{[OH^-] = \frac{K_w}{[H_3O_{(ac)}^+]}} \qquad (8) $$

Paso 6. Aplicando el principio de electroneutralidad tenemos que las cargas positivas deben ser igual a las negativas; entonces: $$ \mathsf{[H_3O^+] = [HCO_3^-] +} \\ \mathsf{ 2[CO_{3(ac)}^=] + [OH^-]} \qquad (9) $$

Paso 7. Para calcular la concentración de [H₃O⁺] se sustituye (1), (5), (7) y (8); en (9) tenemos… $$ \mathsf{[H_3O^+] = \frac{K_{a1}HP_{CO2}}{[H_3O^+]} +} \\ \mathsf{ \frac{2K_{a1}K_{a2}HP_{CO2}}{[H_3O^+]^2} +} \\ \mathsf{ \frac{K_w}{[H_3O^+]}} \qquad (10) $$ Ordenando tenemos… $$ \mathsf{[H_3O^+]^3 - (K_{a1}HP_{CO2} + K_w)} \\ \mathsf{[H_3O^+] - 2K_{a1}K_{a2}HP_{CO2} = 0} $$ Si se considera una concentración de CO₂ de 340 ppb se tiene un pH de 5.6.

Paso 8. Cuando en la atmósfera existen gases como el SO₂, que también puede disolverse en agua y cuyos iones se adicionarían a la ecuación (9): $$ \mathsf{[H_3O^+] = [HCO_3^-] +} \\ \mathsf{ 2[CO_{3(ac)}^=] + [OH^-] +} \\ \mathsf{ [HSO_3^-] + 2[SO_3^=]} $$

Paso 9. Existen, sin embargo, emisiones de gases, como el NH₃, que también modifican el pH; así, tenemos que… $$ \mathsf{[H_3O^+] + [NH_4^+] =} \\ \mathsf{[HCO_3^-] + 2[CO_{3(ac)}^=] +} \\ \mathsf{[OH^-] + [HSO_3^-] + 2[SO_3^=]} $$ Mediante un modelo se calcula el valor del pH cuando uno varía la concentración ambiental del CO₂, SO₂ y NH₃.