1）緩沖溶液作用原理和pH值

當往某些溶液中加入一定量的酸和堿時，有阻礙溶液pH變化的作用，稱為緩沖作用，這樣的溶液叫做緩沖溶液。弱酸及其鹽的混合溶液（如HAc與NaAc），弱堿及其鹽的混合溶液（如NH₃·H₂O與NH₄Cl）等都是緩沖溶液。

由弱酸HA及其鹽NaA所組成的緩沖溶液對酸的緩沖作用，是由于溶液中存在足夠量的堿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：

A^- H HA

所以溶液的pH值幾乎不變；當加入一定量強堿時，溶液中存在的弱酸HA消耗OH_-離子而阻礙pH的變化：

HA OH^-A^- H₂O

緩沖溶液中H 濃度可通過下面方程計算：

式中c（A^-）表示弱酸HA和鹽NaA解離產生的A^-離子的總濃度。由于弱酸HA生成的A^-離子的量與強電解質NaA所生成的A^-離子相比，可以忽略不計，所以，

c（A^-）=完全解離的鹽的濃度=c（鹽）

因為弱酸HA在NaA解離的A^-離子所產生的同離子效應下，未解離弱酸的濃度可近似地表示如下：

c（HA）=弱酸的總濃度=c（酸）

所以

等式兩邊取負對數得：

2）緩沖溶液的緩沖能力

在緩沖溶液中加入少量強酸或強堿，其溶液pH值變化不大，但若加入酸，堿的量多時，緩沖溶液就失去了它的緩沖作用。這說明它的緩沖能力是有一定限度的。

緩沖溶液的緩沖能力與組成緩沖溶液的組分濃度有關。0.1mol·L^-1HAc和0.1mol· 　 L^-1NaAc組成的緩沖溶液，比0.01mol·L^-1HAc和0.01mol·L^-1NaAc的緩沖溶液緩沖能力大。關于這一點通過計算便可證實。但緩沖溶液組分的濃度不能太大，否則，不能忽視離子間的作用。

組成緩沖溶液的兩組分的比值不為1∶1時，緩沖作用減小，緩沖能力降低，當c（鹽）/c（酸）為1∶1時△pH最小，緩沖能力大。不論對于酸或堿都有較大的緩沖作用。緩沖溶液的pH值可用下式計算：

此時緩沖能力大。緩沖組分的比值離1∶1愈遠，緩沖能力愈小，甚至不能起緩沖作用。對于任何緩沖體系，存在有效緩沖范圍，這個范圍大致在pK_a^φ（或pK_b^φ）兩側各一個pH單位之內。

弱酸及其鹽（弱酸及其共軛堿）體系pH=pK_a^φ±1

弱堿及其鹽（弱堿及其共軛酸）體系pOH=pK_b^φ±1

例如HAc的pK_a^φ為4.76，所以用HAc和NaAc適宜于配制pH為3.76～5.76的緩沖溶液，在這個范圍內有較大的緩沖作用。配制pH=4.76的緩沖溶液時緩沖能力最大，此時（c（HAc）/c（NaAc）=1。

3）緩沖溶液的配制和應用

為了配制一定pH的緩沖溶液，首先選定一個弱酸，它的pK_a^φ盡可能接近所需配制的緩沖溶液的pH值，然后計算酸與堿的濃度比，根據此濃度比便可配制所需緩沖溶液。

以上主要以弱酸及其鹽組成的緩沖溶液為例說明它的作用原理、pH計算和配制方法。對于弱堿及其鹽組成的緩沖溶液可采用相同的方法。

緩沖溶液在物質分離和成分分析等方面應用廣泛，如鑒定Mg² 離子時，可用下面的反應：

白色磷酸銨鎂沉淀溶于酸，故反應需在堿性溶液中進行，但堿性太強，可能生成白色Mg（OH）₂沉淀，所以反應的pH值需控制在一定范圍內，因此利用NH₃·H₂O和NH₄Cl組成的緩沖溶液，保持溶液的pH值條件下，進行上述反應。