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通HCl前,溶液是c(CH₃COOH)=c(CH₃COONa)=0.1mol/L的混合溶液,按照缓冲溶液pH的求法求.pH(1)=pKa+lg[c(CH₃COONa)/c(CH₃COOH)]=pKa=4.74通HCl后,溶液是c(CH₃COOH)=0.2mol/L、c(NaCl)=0.1mol/L的混合溶液,溶液pH按照弱酸溶液pH的求法求.c(H⁺)=√[Ka*c(CH₃COOH)]=√(10^-4.74*0.2)=0.00191(mol/L)（采用了近似公式）pH(2)=-lg{c(H⁺)}=2.72两个pH求得,那么pH的变化量也就可得了.pH的变化量=|pH(2)-pH(1)|=|2.72-4.74|=2.021）PH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： 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. 2）PH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pKaφ（或pKbφ）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=pKaφ±1 弱碱及其盐（弱碱及其共轭酸）体系pOH=pKbφ±1 例如HAc的pKaφ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）PH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pKaφ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. PH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.
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