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Teórico-Práctico N°5
Soluciones reguladoras (Buffers).
Química Biológica I
Año 2021
2
Regulación de pH: 
soluciones reguladoras ( Buffers)
Sinónimos
• Soluciones Amortiguadoras
• Buffer
• Tampones
• Mezclas reguladoras de pH
3
4
Introducción a Buffers
“En los sistemas biológicos el pH debe permanecer constante”
En los organismos vivientes, tanto los productos derivados de una actividad metabólica normal como la
incorporación de determinados compuestos (intoxicación por fármaco, contaminantes ambientales, etc) atentan
contra la homeostasis y conducen a cuadros patológicos. Es fundamental para el adecuado mantenimiento de las
funciones vitales (actividad enzimática, hormonal, proteica en general, transporte de solutos a través de
membranas, etc) que la concentración de H+ u OH- no fluctúe mas allá de estrechos límites. Por ello los seres vivos
poseen poderosos sistemas que impiden variaciones de pH
Por ejemplo; En la sangre el pH puede variar entre 7,35 y 7,45. Por debajo del límite inferior el organismo entra en
estado de acidosis y por encima transcurre hacia la alcalosis. Por debajo de 6,8 y por encima de 7,8 sobreviene la
muerte. El sistema H2CO3 y HCO3
- es el principal responsable de la amortiguación.
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Objetivos
• Definir Buffers
• Describir la composición
• Comprender como funcionan
• Calcular el pH de buffer ácidos y básicos
• Calcular el pH de sistemas, luego del agregado de 
ácidos o bases
6
Recordatorio. Concepto de pH
6
 Por qué conocer el
comportamiento químico del
agua? De que sirve saber qué es
el producto iónico del agua?
 Están claros los conceptos de
ácido y de base? La fuerza
relativa de ácidos y bases?
 El significado de la letra “p”
delante de algún término? La
escala de pH???
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CH3-COOH CH3-COO
- H3O
+
+
NH3 H2O+ NH
+
4 + OH
-
Recordemos concepto de ácidos y bases fuertes
Acido débil 
Base conjugada
Base débil 
Acido conjugado 
HCl- Cl- + H+
Kb= [NH+4].[OH
-]
[NH3 ]
Ka = [CH3COO
- ].[ H3O
+]
[CH3COOH]
A o B fuerte: en soluciones acuosas se disocia totalmente
A ó B débil: en soluciones acuosas se disocia parcialmente
La constante ( Ka ó Kb) expresa la relación entre las formas disociadas y no disociadas
Recordemos concepto de ácidos y bases débiles
+ H2O
Un par conjugado está compuesto por un ácido y una base que sólo difieren
en un protón 
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HNO2 + H2O  NO2
- + H3O
+
PO4
3- + H2O  HPO4
2- + OH-
Ácido Base Base conjugada Ácido conjugado
Base Ácido Ácido conjugado Base conjugada
Que son los Buffers ?
Sustancias o mezcla de sustancias que permiten a los sistemas RESISTIR los cambios de pH, luego 
del agregado de H+ u OH -
Pueden ser ácidos, formados por;
- Un ácido débil y una sal de ese ácido 
O pueden ser básicos, formados por; 
- Una base débil y una sal de esa base
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¿Sal conjugada?
Ejemplo: CH3COOH y CH3COONa
Ejemplo: NH3y NH4Cl
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Ácido + Base  Sal + H20
CH3COOH + Na OH  CH3COONa + H2O
Ác. Acético Hidróxido de sodio Acetato de sodio agua
El CH3COONa es la sal conjugada del CH3COOH
Recordemos
Entonces…. si la sal conjugada da anión acetato, el cual es también la 
base conjugada de el ácido acético: ¡¡¡ el anión acetato es un 
ión común entre ambos!!!
•El CH3COOH es un electrolito débil que se disocia pobremente dando CH3COO 
–
CH3COOH CH3COO 
- + H+
Ac. Acético anión acetato
•El CH3COONa es un electrolito fuerte que se disocia completamente dando CH3COO 
–
CH3COONa  CH3COO 
- + Na +
Acetato de sodio anión acetato 
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Conformación de la mezcla amortiguadora. Ejemplo
A- Ácido débil
H2 CO3 HCO
-
3 + H
+ Ka = [HCO-3 ] .[ H
+]
[ H2 CO3]
El Ácido carbónico es un ácido débil,
disuelto en H2O, se disocia en iones
bicarbonato y H+;
Su constante de disociación Ka, da la
relación de la concentración de las
formas disociadas/no disociadas.
El número de iones es muy bajo
comparado con el de las formas sin
disociar ( Ka= 7,7. 10-7)
Si a ésta solución se le agrega una sal del mismo ácido, se constituye un sistema buffer o amortiguador
La sal sódica es un electrolito fuerte y se disocia totalmente
NaHCO3 HCO
-
3 + Na
+
B- Sal conjugada
Los dos componentes del sistema, al disociarse generan 
el ión bicarbonato o sea que ambos componentes poseen un ión común
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Ejemplos de mezclas amortiguadoras de cambios de pH
CH3COOH / CH3COONa
Ácido acético - acetato de sodio
H2 CO3 / NaHCO3
Ácido carbónico- Carbonato ácido de sodio (ó bicarbonato de sodio) 
CH3CH2COOH / CH3CH2COONa
Ácido propiónico - propionato de sodio
NH3/ NH4Cl
Amoníaco –Cloruro de amonio
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Hasta acá tendríamos que tener claro:
Que son los pares ácido-base conjugados
•A que se llama sal conjugada
•Como están compuestos los sistemas amortiguadores de 
cambios de pH (buffers) 
A partir de ahora, veremos cómo funcionan.. 
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Principio de Le Chatelier
“ Si un sistema químico en equilibrio, experimenta un 
cambio en la concentración, temperatura, volumen o 
presión parcial, entonces el equilibrio se desplaza para 
contrarrestar el cambio impuesto”
Mecanismo de amortiguación
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Mecanismo de Acción. Buffer Acido
Acido: HA A- + H+
Sal: Na H A- + Na+
Si se agrega OH-
OH- +H+  H2O
Si se agrega H+
H+ + A-  HA
A- y HA 
(ácido)
A- y HA 
(ácido)
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Mecanismo de Acción. 
Ej. Buffer Acido Carbónico/ carbonato ácido (ó bicarbonato)
H2 CO3 HCO
-
3 + H
+
NaHCO-3 HCO
-
3 + Na
+
Ácido
Sal
Como la sal, al disociarse incrementa la concentración del anión bicarbonato, para mantener la Ka de disociación del ácido 
carbónico, se produce un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda, o sea que el ácido se va a encontrar prácticamente 
todo sin disociar
Se genera una nueva situación de equilibrio, caracterizada por la alta concentración de iones bicarbonato y por la baja 
concentración de H+. 
Ka
Si a esta solución se le agrega un ácido fuerte (ej: HCl), los iones H+ son fijados por 
el bicarbonato formando ácido carbónico sin disociar. 
El aumento de [H+ ] es escaso y el pH casi no se modifica
Si se le agrega una base fuerte (ej: NaOH), se generan iones OH- que son fijados 
con los iones H+ para dar H2O. Se produce un desplazamiento del equilibrio hacia la 
derecha generando aumento de [H+]que neutralizan a los OH- el pH casi no se 
modifica
Es clave entender que la constante 
de disociación del electrolito débil 
(Ka en este caso) se tiene que 
mantener, justamente, constante 
Observá que el 
ejemplo, aunque es de 
un buffer ácido, 
amortigua cambios de 
pH por el agregado 
tanto de ácidos como 
de bases. Si el buffer 
fuera básico también lo 
haría.
Mecanismo de acción Buffer Básico
NH3 + H2O NH
+
4
+ OH-Base
NH4Cl NH
+
4
+ Cl-Sal
Si se agrega OH-
NH4
+ + OH -  NH3
NH4 y NH3 
(Base)
Si se agrega H+
H + + OH -  H2O
NH3
+
 NH3 + OH 
-
NH4 y NH3 
(Base)
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Descanso!
Repasemos
ACIDO HA A - + H+
1M
SAL Na A A - + Na+
1M 1M 1M
Ka= [A- ]. [ H+] 
[ HA]
El ácido se disocia parcialmente, dando A - + H+
La sal se comporta como un electrolito fuerte y se disocia totalmente
La [A-] y de [ Na+] será igual a la [ SAL] inicial ( 1M)
Como el ion A- es común a HA y a la sal, la alta [A-], procedente de la ionización de la sal provoca un
desplazamiento en el equilibrio de disociación de HA hacia la izquierda , o sea formación de formas no
disociadas de HA.
Prácticamente todo el ácido queda no disociado, y la [A-] puede considerarse igual a la inicial
En la ecuación de equilibrio podemos reemplazar [A-] por la [ SAL] y la [HA] por la concentración inicial del
ácido, entonces 19
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pH de soluciones amortiguadoras 
Deducción de la ecuación de Henderson-Hasselbach
Ecuación de Henderson Hasselbalch
pH= pKa + log [Sal ]
[Acido]
Esta es a ecuación que
permite calcular el pH de
un sistema buffer
Ka= [A-]. [ H+] 
[ HA]
Ka= [Sal].[ H+] 
[Acido]
Despejando [ H+]: Ka x [ Acido]
[Sal]
Si pasamos a la escala “p”, 
Reemplazamos [A] por [sal], 
ya que como dijimos la mayor 
parte de la concentración de 
A- proviene de la ionización 
completa de la sal.
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log S/A = pH - pKa (relación sal/ácido) 
log A/S = pKa - pH (la relación ácido/Sal)
pKa = pH + log A/S (el pK de un buffer a un 
determinado valor de pH) 
Formulas útiles par cálculos 
Vinculados a la Ecuación de Henderson- Haselbach
A partir de 
pH= pKa + log [Sal ] Ecuación de Henderson-Hasselbach
[Acido]
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Capacidad amortiguadora del sistema
• La capacidad amortiguadora de un sistema buffer, varía según las concentraciones relativas de ácido 
y sal (en otras palabras: la cantidad de H+ u OH- disponibles para neutralizar dependen de la relación 
ácido/sal)
• Es máxima cuando la concentración de sal es igual a la de ácido (Equimolar) porque cuando el 
cociente entre (sal) /(Acido) es igual a 1, entonces el log de 1=0 y el pH será igual a pKa
• Entonces, la capacidad de un sistema de amortiguar cambios de pH producidos en el medio, es 
máxima cuando el pH del Buffer es igual al pKa del ácido que lo compone (si hablamos de un 
buffer ácido)
Capacidad amortiguadora es el número de moles por litro de H+ u OH- necesarios para producir 
un determinado cambio de pH (ejemplo, 1 unidad de pH) en un sistema (sangre, leche, orina, 
etc)
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Se considera óptimo a un buffer cuando
• El valor de pK del electrolito débil es cercano al valor de pH que se desea 
mantener en el sistema
• Concentración de electrolito débil y su sal conjugada es alta
• Concentración de electrolito débil y su sal conjugada son iguales 
(equimolares)
Buffer óptimo 
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Para el Calculo de pH en soluciones reguladoras
Se requiere conocer el pKa
• Se busca en tablas
• Se calcula a partir de Ka
Cálculos de pH en soluciones reguladoras. Ejemplos 
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Cálculo de pH, de la solución A) equimolar de ácido láctico y lactato de sodio. (Ka 1,37.10-4) luego de 
agregar B) 0,01M de HCl y C) 0,01M de Na OH
A) original
pKa: -log Ka
pKa= 3,86
pH= pKa+log [ sal ]
[Acido]
pH= 3,86+log [0,1M ]
[0,1M]
pH= 3,86+log 1
pH= 3,86 +0
pH= 3,86
B) +HCl 0,01M
pH= pKa+log [ sal ]
[Acido]
pH= 3,86+log [0,1M -0,01]
[0.1M +0,01]
pH= 3,86+log 0,099
0,101
pH= 3,86 +log 0,98
pH= 3,86 – 0,008
pH ~ 3,86
C) + Na (OH) 0,01M
pH= pKa+log [ sal ]
[Acido]
pH= 3,86+log [0,1M +0,01]
[0.1M -0,01]
pH= 3,86+log 0,101
0,099
pH= 3,86 +log 1,020
pH= 3,86 + 0,008
pH ~ 3,86
Observá que luego de agregar HCl ó Na(OH) el pH es prácticamente igual al pH original
Acido: HA A- + H+
Sal: Na H A- + Na+
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Ejemplo del mismo ácido y diferente concentración
Comparación de los cálculos de pH de soluciones amortiguadoras formadas por 
A) ácido láctico y lactato de sodio equimolar (0,1M) 
B) ácido láctico (0,1M) y lactato de sodio (0,01M) 
C) ácido láctico (0,01M) y lactato de sodio (0,1M) 
(Ka= 1,37.10-4 ; pKa=3,86)
A)
pH= pKa+log [ sal ]
[Acido]
pH= 3,86+log [0,1M ]
[0,1M]
pH= 3,86+log 1
pH= 3,86 +0
pH= 3,86
B)
pH= pKa+log [ sal ]
[Acido]
pH= 3,86+log [0,01M ]
[0,1M]
pH= 3,86 -1
pH= 2,86
C)
pH= pKa+log [ sal ]
[Acido]
pH= 3,86+log [0,1M ]
[0,01M]
pH= 3,86 +1
pH= 4,86
Cuando las mezclas amortiguadoras se hallan formuladas con igual concentración de sal y ácido 
(equimolar), el pH es igual al pK del ácido; con diferente relación sal/ ácido se observa diferente pH
La capacidad amortiguadora de un sistema buffer, varía según las concentraciones relativas de 
ácido y sal
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Buffers en la célula
Aminoácidos (AA), en una misma molécula existen grupos
ácidos y alcalinos.
En medios ácidos se comportan como base y en medios
básicos como ácidos.
Los grupos ácidos y básicos pueden neutralizarse
mutuamente, constituyendo una sal interna, formada por un
ión hibrido (carga positiva y carga negativa) llamado
zwitterión.
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BIBLIOGRAFÍA
Química La Ciencia Central Brown LeMay Bursten. Ed. Prentice Hall.
Fisicoquímica fisiológica. J. Jimenez Vargas; JM. Macarulla. Ed. Interamericana.
Química Biológica. Antonio Blanco. Ed El Ateneo.
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Ejercicios para practicar y resolver antes de la próxima tutoría…
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Calculo del pH, de una solución de Buffer Acido y Básico
II- NH3 0,08 M y NH4(Cl) 0,16M 
(pKb= 4,74) 
I- Ac acético 1M/acetato de sodio 1M
pH= pKa+log [ sal ]
[Acido]
pH =
II- NH3 0,08 M/ NH4(Cl) 0,16M
pOH= pKb +log [ sal ]
[Base]
pOH=
pH= 
I- Acido acético 1M y Acetato de sodio 1M 
(pKa= 4,74) 
Ahora a las mismas soluciones les agregamos ácidos y bases fuertes.. 
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Calcular de pH, luego de agregar a 1000 ml de las soluciones anteriores:
• 1 ml de HCl (1 M), y
• 1 ml de Na OH (1M)
1ml de una solución 1M 
contiene 0,001moles
I- Acido acético 1M/ acetato de sodio 0,01M
+ 0,001 moles de HCl
pH= pKa + log [ sal ]
[Acido]
pH= 4,74+ log [1- ]
[1+ ]
pH= 
pH ~ 4,74
I- Acido acético 1M/ acetato de sodio 0,01M
+ 0,001 moles de Na(OH)
pH=pKa+log [ sal ]
[Acido]
pH=4,74+log[1+ M]
[1- M]
pH=
pH ~ 4,74
Note que luego de agregar HCl ó Na(OH) el pH es prácticamente igual al pH original
I- Acido acético 1M/ acetato de sodio 1M
32
II- NH3 0,08 M/ NH4(Cl) 0,16M
+ 0,001 moles de HCl
pH= pKb +log [ sal ]
[Acido]
pOH=4,74+log[0,16 + ]
[0,08 -]
pOH= 4,74+
pOH= 
pH= 14-
pH ~ 
II- NH3 0,08 M/ NH4(Cl) 0,16M
+ 0,001 moles de Na(OH)
pH= pKb +log [ sal ]
[Acido]
pOH= 4,74+log[0,16 - ]
[0,08+]
pOH= 4,74+
pOH= 
pH= 14- 5,04
pH ~ 
Note que luego de agregar HCl ó Na(OH) el pH es prácticamente igual al pH original
Calcular de pH, luego de agregar a 1000 ml de las soluciones anteriores:
• 1 ml de HCl (1 M), y
• 1 ml de Na OH (1M)
II- NH3 0,08 M/ NH4(Cl) 0,16M
1ml de una solución 1M 
contiene 0,001moles
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Cálculo de pH, luego de agregar 1ml de HCl (1M) y 1 ml de Na OH (1M) a 1000 ml H20 destilada
HCl  H + + Cl –
0,001M 0,001 M 0,001M 
Na (OH)  Na + + OH –
0,001M 0,001 M 0,001M 
pH= - log [H+]
pH= - log [0,01M]
pH= - log 10 -3
pH= 3
pOH= - log [OH-]
pOH= - log [0,01M]
pOH= - log 10 -2
pOH= 3
pH= 14- pOH
pH= 14- 3
pH= 11
Repaso calculo de pH en acido y base fuerte
Luego de agregar HCl ó Na(OH) el pH difiere del pH del H20 destilada ( pH7) 
1ml de una solución 1M 
contiene 0,001moles
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Calcule cual será la relación Sal/ Acido para que la mezcla
Na2(PO4) y Na (HPO4) (pKa 7,21), tenga un pH=7,4
pH= pKa + log [ sal ]
[Acido]
7,4 = 7,21 + log [ sal ]
[Acido]
log [ sal ] = 7,4- 7,21
[Acido]
log [ sal ] = 0,19
[Acido]
[ sal ] = antilog 0,19
[Acido]
[ sal ] = 1,54
[Acido] 1