Dodatek niewielkiej ilości mocnego kwasu czy zasady do czystej wody powoduje wyraźną zmianę pH. Często zachodzi konieczność prowadzenia danej reakcji w środowisku o założonym pH. Do utrzymania stałej kwasowości środowiska stosuje się mieszaniny zwane roztworami buforowymi.

Mechanizm działania roztworów buforowych wynika z zawartości w nich jonów, które stanowią pułapki wiążące jony wodorowe lub wodorotlenowe. Jako przykład rozważymy bufor octanowy, który jest mieszaniną kwasu octowego \( \ce{CH_3COOH} \) i octanu sodu i \( \ce{CH_3COONa} \). Octan sodu jest mocnym elektrolitem, więc jest całkowicie zdysocjowany na jony:

Kwas octowy jest kwasem słabym, równowaga dysocjacji opisana jest równaniem

I odpowiada jej stała dysocjacji kwasu:

W wyniku słabej dysocjacji kwasu octowego możemy przyjąć, że całkowite stężenie jonów \( \ce{CH_3COO^-} \) określone jest przez stężenie jonów pochodzących z dysocjacji soli, które równe jest stężeniu soli \( c_s \). Duże stężenie jonów \( \ce{CH_3COO^-} \), staje się przyczyną obniżenia stężenia jonów \( \ce{H^+} \) i stopień dysocjacji kwasu obniża się, bo musi być zachowana stała wartość \( K_k \). Pozwala to przyjąć, że stężenie niezdysocjowanych cząsteczek \( [\ce{CH_3COOH}] \) jest praktycznie równe całkowitemu stężeniu tego kwasu \( c_k \).
Możemy zatem napisać, że:

Po zlogarytmowaniu otrzymujemy:

Stąd:

gdzie:
\( c_s \) - stężenie soli
\( c_k \) - stężenie kwasu

Wzór ten wyraża pH roztworu buforowego. Ponieważ roztwór buforowy stanowi mieszaninę jonów \( \ce{CH_3COO^-} \), \( \ce{Na^+} \) i niezdysocjowanych cząsteczek \( \ce{CH_3COOH} \). Dodatek niewielkiej ilości mocnego kwasu wprowadza do roztworu jony \( [\ce{H^+}] \). Jony te będą natychmiast wiązane przez jony \( \ce{CH_3COO^-} \) na niezdysocjowany w tych warunkach kwas octowy \( \ce{CH_3COOH} \).

Nie powodują więc wzrostu kwasowości roztworu. Wprowadzając mocną zasadę, dostarczamy jony \( \ce{OH^-} \), które będą wiązane w niezdysocjowane cząsteczki wody przez jony \( \ce{H^+} \) pochodzące ze słabej dysocjacji kwasu octowego.

Podobnie zachowuje się bufor amonowy, który jest przykładem buforu będącego mieszaniną słabej zasady \( \ce{NH_4OH} \) i soli słabej zasady z mocnym kwasem \( \ce{NH_4Cl} \). Sól jest całkowicie zdysocjowana na jony, natomiast stała dysocjacji dla zasady dana jest równaniem:

Zasada amonowa w mocnym elektrolicie \( \ce{NH_4Cl} \) jest praktycznie niezdysocjowana i możemy przyjąć,że \( [\ce{NH_4^+}] = c_s \), stężenie niezdysocjowanych cząsteczek \( [\ce{NH_4OH}] = c_z \). Wówczas otrzymujemy zależność:

stąd

ta zależność daje nam sposób obliczania pH buforu będącego mieszaniną słabej zasady i soli tej zasady z mocny kwasem.
W tym przypadku w roztworze mamy cząsteczki \( \ce{NH_4OH} \) oraz jony i \( \ce{NH_4^+} \) i \( \ce{Cl^-} \). Dodatek kwasu lub zasady prowadzi do reakcji:

W obu omawianych przypadkach zmiana pH roztworu wynikająca z dodatku mocnego kwasu lub zasady, wynika ze zmiany stosunku stężenia \( \frac {c_z}{c_s} \) lub \( \frac {c_k}{c_s} \). Jeżeli ilość dodanego kwasu czy zasady wywołuje niewielką zmianę tych stężeń, całkowita zmiana pH będzie niewielka. Aby zmienić pH o jednostkę trzeba stosunek tych stężeń zmienić aż dziesięciokrotnie.
Zdolność roztworu buforowego do utrzymania w przybliżeniu stałej kwasowości roztworu charakteryzowana jest tzw. pojemnością buforową.
Pojemność buforowa jest to liczba gramorównoważników mocnego kwasu lub mocnej zasady, która dodana do \( 1 dm^3 \) roztworu buforowego zmienia jego pH o jednostkę.