緩衝溶液是含有共同離子（鹽類）的弱酸和弱鹼溶液。緩衝溶液的pH值計算與酸鹼計算程序一樣，這並非新型態的問題。

化學原理啟迪190

緩衝液計算有以下的重點：

1.     緩衝溶液是含有共同離子（鹽類）的弱酸和弱鹼溶液。緩衝溶液的pH值計算與酸鹼計算程序一樣，這並非新型態的問題。

2.     當我們添加「強酸」或「強鹼」到緩衝溶液，最好先計算清楚反應的結果；計算完成以後再進行化學平衡的計算。處理程序如下：

緩衝：如何做到？

緩衝溶液有能力吸收OH^－而沒有改變太多的pH值。但是緩衝溶液是如何運作的呢？假設有一份緩衝溶液含有大量的弱酸HA和共軛鹼A^－。因為弱酸是最好的質子來源，所以加入OH^－到溶液中會引發以下的反應：

OH^－ ＋ HA  →  A^－ ＋ H2O

淨反應是OH^－被A^－取代。

這樣的條件下，pH值穩定度大小可透過檢驗 酸的平衡反應方程式：

Ka＝[H⁺][A^－]／[HA]  或重組成 [H⁺]＝Ka [HA]／[A^－]

換句話說，H⁺的濃度與pH值深受[HA]／[A^－]比例的影響。當溶液加入OH^－，HA被轉換為A^－，造成[HA]／[A^－]比例下降。但是如果HA和A^－的份量與OH^－相比非常地大，那麼[HA]／[A^－]比例的改變幅度就很小。

[HA]／[A^－] ＝0.50／0.50＝1 初始濃度

[HA]／[A^－] ＝0.49／0.51＝0.96 加入0.01mol／L的OH^－

[HA]／[A^－]比例的改變幅度非常小，所以[H⁺]和pH值基本上可說是保持固定。

緩衝液的基本要件是，[HA]和[A^－]的份量要比加入的OH^－份量大。這樣一來，加入OH^－的時候，[HA]和[A^－]的濃度改變幅度，相比之下就非常地小。在這樣的條件下，[HA] ／[A^－]的比例以及[H⁺]都很穩定。

由弱酸和它的共軛鹼的鹽類組成的緩衝液，加入質子的情形，也是一樣的道理。因為A^－會吸引H⁺，增加H⁺與A^－反應會形成弱酸（中性分子）：

H⁺+A^－→HA

溶液不會累積自由游離的H⁺。這種情況的淨反應是A^－變為HA。不過，如果[A^－]和[HA]，與[H⁺]相比數量大非常多，那麼pH值只會出現一點點的改變。

調整過的酸的平衡常數方程式，

[H⁺]＝Ka [HA]／[A^－]

對計算緩衝溶液的[H⁺]非常有用，因為我們通常會知道[HA]和[A^－]。舉例來說，有一個緩衝溶液含有0.10HF（Ka ＝7.2×10^－4）和0.30M NaF，要計算它的[H⁺]，只要代入由「酸的平衡常數方程式」轉換而來的H⁺濃度方程式：

[HF]

[H⁺]＝（7.2×10^－4）（0.10／0.30）＝2.4×10^－4M

Ka            [F^－]

這個公式另外一個有用的形式是，把等號兩邊的數值都取負的log

－log[H⁺]＝－log(Ka) －log([HA]／[A^－])

也就是  pH＝pKa－log([A^－]／[HA]) ＝pKa＋log（[鹼]／[酸]）

這個用Ka來說明pH值的方程式稱為「韓德森方程式 Henderson-Hasselbalch equation」，當我們知道 [A^－]／[HA] 的比例時，用這個方程式來計算pH值非常方便。

對一個特定的緩衝系統（酸－共軛鹼 對），所有的溶液只要含有一樣的[A^－]／[HA]比例，就有一樣的pH值。舉例來說，有一份緩衝溶液含有5.0M HC2H3O2和3.0MNaC2H3O2，它的pH值與含有0.050M HC2H3O2和0.030M NaC2H3O2一樣。這個結果顯示如下：

因此

pH＝pKa ＋ log（[C2H3O2^－]／[HC2H3O2]）

＝4.74 ＋ log(0.60)

＝4.74 － 0.22

＝4.52

特別留意當我們使用這個方程式的時候，我們是假設A^－和HA的濃度等於他們的初始濃度。也就是，我們設定近似值為真。

[A^－]＝[A^－]₀ + x≒[A^－]₀  並且[HA]＝[HA]₀ + x≒[HA]₀

其中，x代表解離H⁺的量。這是因為相較之下，緩衝溶液的A^－和HA初始濃度非常地大，所以這個設定是合理的。

翻譯編寫Steven S. Zumdahl 《Chemical Principles》