1）缓冲溶液作用原理和pH值

当往某些溶液中加入一定量的酸和碱时，有阻碍溶液pH变化的作用，称为缓冲作用，这样的溶液叫做缓冲溶液。弱酸及其盐的混合溶液（如HAc与NaAc），弱碱及其盐的混合溶液（如NH₃·H₂O与NH₄Cl）等都是缓冲溶液。

由弱酸HA及其盐NaA所组成的缓冲溶液对酸的缓冲作用，是由于溶液中存在足够量的碱A_-的缘故。当向这种溶液中加入一定量的强酸时，H 离子基本上被A^-离子消耗：

A^- H HA

所以溶液的pH值几乎不变；当加入一定量强碱时，溶液中存在的弱酸HA消耗OH_-离子而阻碍pH的变化：

HA OH^-A^- H₂O

缓冲溶液中H 浓度可通过下面方程计算：

式中c（A^-）表示弱酸HA和盐NaA解离产生的A^-离子的总浓度。由于弱酸HA生成的A^-离子的量与强电解质NaA所生成的A^-离子相比，可以忽略不计，所以，

c（A^-）=完全解离的盐的浓度=c（盐）

因为弱酸HA在NaA解离的A^-离子所产生的同离子效应下，未解离弱酸的浓度可近似地表示如下：

c（HA）=弱酸的总浓度=c（酸）

所以

等式两边取负对数得：

2）缓冲溶液的缓冲能力

在缓冲溶液中加入少量强酸或强碱，其溶液pH值变化不大，但若加入酸，碱的量多时，缓冲溶液就失去了它的缓冲作用。这说明它的缓冲能力是有一定限度的。

缓冲溶液的缓冲能力与组成缓冲溶液的组分浓度有关。0.1mol·L^-1HAc和0.1mol· 　 L^-1NaAc组成的缓冲溶液，比0.01mol·L^-1HAc和0.01mol·L^-1NaAc的缓冲溶液缓冲能力大。关于这一点通过计算便可证实。但缓冲溶液组分的浓度不能太大，否则，不能忽视离子间的作用。

组成缓冲溶液的两组分的比值不为1∶1时，缓冲作用减小，缓冲能力降低，当c（盐）/c（酸）为1∶1时△pH最小，缓冲能力大。不论对于酸或碱都有较大的缓冲作用。缓冲溶液的pH值可用下式计算：

此时缓冲能力大。缓冲组分的比值离1∶1愈远，缓冲能力愈小，甚至不能起缓冲作用。对于任何缓冲体系，存在有效缓冲范围，这个范围大致在pK_a^φ（或pK_b^φ）两侧各一个pH单位之内。

弱酸及其盐（弱酸及其共轭碱）体系pH=pK_a^φ±1

弱碱及其盐（弱碱及其共轭酸）体系pOH=pK_b^φ±1

例如HAc的pK_a^φ为4.76，所以用HAc和NaAc适宜于配制pH为3.76～5.76的缓冲溶液，在这个范围内有较大的缓冲作用。配制pH=4.76的缓冲溶液时缓冲能力最大，此时（c（HAc）/c（NaAc）=1。

3）缓冲溶液的配制和应用

为了配制一定pH的缓冲溶液，首先选定一个弱酸，它的pK_a^φ尽可能接近所需配制的缓冲溶液的pH值，然后计算酸与碱的浓度比，根据此浓度比便可配制所需缓冲溶液。

以上主要以弱酸及其盐组成的缓冲溶液为例说明它的作用原理、pH计算和配制方法。对于弱碱及其盐组成的缓冲溶液可采用相同的方法。

缓冲溶液在物质分离和成分分析等方面应用广泛，如鉴定Mg² 离子时，可用下面的反应：

白色磷酸铵镁沉淀溶于酸，故反应需在碱性溶液中进行，但碱性太强，可能生成白色Mg（OH）₂沉淀，所以反应的pH值需控制在一定范围内，因此利用NH₃·H₂O和NH₄Cl组成的缓冲溶液，保持溶液的pH值条件下，进行上述反应。