介紹
1）緩衝溶液作用原理和pH值
緩衝液當往某些溶液中加入一定量的酸和鹼時，有阻礙溶液pH變化的作用，稱為緩衝作用，這樣的溶液叫做緩衝溶液。弱酸及其鹽的混合溶液（如HAc與NaAc），弱鹼及其鹽的混合溶液（如NH3·H2O與NH4Cl）等都是緩衝溶液。
由弱酸HA及其鹽NaA所組成的緩衝溶液對酸的緩衝作用，是由於溶液中存在足夠量的鹼A-的緣故。當向這種溶液中加入一定量的強酸時，H 離子基本上被A-離子消耗：
所以溶液的pH值幾乎不變；當加入一定量強鹼時，溶液中存在的弱酸HA消耗OH-離子而阻礙pH的變化。
能力
2）緩衝溶液的緩衝能力
在緩衝溶液中加入少量強酸或強鹼，其溶液pH值變化不大，但若加入酸，鹼的量多時，緩衝溶液就失去了它的緩衝作用。這說明它的緩衝能力是有一定限度的。
緩衝溶液的緩衝能力與組成緩衝溶液的組分濃度有關。0.1mol·L-1HAc和0.1mol· L-1NaAc組成的緩衝溶液，比0.01mol·L-1HAc和0.01mol·L-1NaAc的緩衝溶液緩衝能力大。關於這一點通過計算便可證實。但緩衝溶液組分的濃度不能太大，否則，不能忽視離子間的作用。
組成緩衝溶液的兩組分的比值不為1∶1時，緩衝作用減小，緩衝能力降低，當c（鹽）/c（酸）為1∶1時△pH最小，緩衝能力大。不論對於酸或鹼都有較大的緩衝作用。緩衝溶液的pH值可用下式計算：
此時緩衝能力大。緩衝組分的比值離1∶1愈遠，緩衝能力愈小，甚至不能起緩衝作用。對於任何緩衝體系，存在有效緩衝範圍，這個範圍大致在pKaφ（或pKbφ）兩側各一個pH單位之內。
弱酸及其鹽（弱酸及其共軛鹼）體系pH=pKaφ±1
弱鹼及其鹽（弱鹼及其共軛酸）體系pOH=pKbφ±1
例如HAc的pKaφ為4.76，所以用HAc和NaAc適宜於配製pH為3.76～5.76的緩衝溶液，在這個範圍內有較大的緩衝作用。配製pH=4.76的緩衝溶液時緩衝能力最大，此時（c（HAc）/c（NaAc）=1。
配製和套用
3）緩衝溶液的配製和套用
為了配製一定pH的緩衝溶液，首先選定一個弱酸，它的pKaφ儘可能接近所需配製的緩衝溶液的pH值，然後計算酸與鹼的濃度比，根據此濃度比便可配製所需緩衝溶液。
以上主要以弱酸及其鹽組成的緩衝溶液為例說明它的作用原理、pH計算和配製方法。對於弱鹼及其鹽組成的緩衝溶液可採用相同的方法。
緩衝溶液在物質分離和成分分析等方面套用廣泛，如鑑定Mg2 離子時，可用下面的反應：
白色磷酸銨鎂沉澱溶於酸，故反應需在鹼性溶液中進行，但鹼性太強，可能生成白色Mg（OH）2沉澱，所以反應的pH值需控制在一定範圍內，因此利用NH3·H2O和NH4Cl組成的緩衝溶液，保持溶液的pH值條件下，進行上述反應。
