緩沖液
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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：
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。
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pKaφ（或pKbφ）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=pKaφ±1
弱堿及其鹽（弱堿及其共軛酸）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pKaφ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。
4、CO2緩沖液
在高中生物中，光合作用實驗里，CO2緩沖液有吸收CO2的能力，控制變量。
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