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En ambos casos, se trata de disoluciones que admiten la
adición de ácido o base sin que se modifique apreciablemen-
te el pH de la disolución. Se define capacidad amortiguado-
ra de una disolución reguladora la cantidad de ácido o base
que, añadida a dicha disolución, produce una variación máxi-
ma de una unidad en el pH. Siguiendo con los ejemplos ante-
riores, una buena disolución reguladora contendría, en pro-
porciones análogas un ácido débil y su forma disociada (su
base conjugada) procedente de la sal correspondiente.
El equilibrio, como ya se ha expresado anteriormente
sería:
AH I A– + H+ [3.1]
De acuerdo con el principio de Le Chatelier-Braun, la
adición de ácido desplazaría el equilibrio hacia la izquierda,
mientras que la adición de base lo haría hacia la derecha, al
consumirse los iones hidrógeno para formar agua. En ambos
casos, al final del proceso, la concentración de iones hidró-
geno libres tenderá a ser igual a la inicial. 
Aplicando la ley de acción de masas al equilibrio anterior,
podemos obtener la ecuación de Henderson-Hasselbalch, uti-
lizada para el estudio y cálculo de los equilibrios ácido-base de
las disoluciones reguladoras. En efecto, si consideramos un
ácido débil AH, la mayor parte del mismo se encuentra en
forma no disociada, con una fracción muy pequeña de iones A–
y H+. Por ello, al añadir la sal correspondiente, casi todos los
aniones en disolución proceden de la misma. Por tanto, en
disoluciones amortiguadoras diluidas, se puede considerar que
la concentración del ácido no disociado (AH) es igual a la con-
centración total del ácido, y la concentración del anión o base
conjugada (A–) es igual a la concentración total de sal.
Consideradas estas premisas y aplicando la ley de acción de
masas al equilibrio [3.1], obtendríamos:
[A–] · [H+]
Ka = ————
[AH] 
Despejando H+, se obtiene:
Ka · [AH] 
[H+] = ————
[A–] 
Al aplicar logaritmos:
[AH] 
log [H+] = log Ka + log ——
[A–] 
Considerando las definiciones de pKa y pH, y cambiando de
signo, se obtiene:
[A–]
pH = pKa + log ——
[AH] 
o lo que es igual:
[Sal]
pH = pKa + log ———
[Ácido]
expresión final de la ecuación de Henderson-Hasselbalch.
De forma análoga, para una disolución básica, se puede
deducir la expresión de Henderson-Hasselbalch como:
[Base]
pH = pKa + log ———
[Sal]
De la expresión de Henderson-Hasselbalch se puede deducir
una serie de hechos:
1. El valor de pH de una disolución reguladora depende
de la proporción relativa de ácido/sal o base/sal; no
depende de sus concentraciones absolutas.
2. Sin embargo, estas concentraciones absolutas sí que
influyen en la capacidad de amortiguación. Al aumen-
tar la concentración de la disolución reguladora,
aumenta la capacidad para amortiguar los cambios de
pH.
3. La amortiguación es máxima cuando el pH del medio
coincide con el pKa de la disolución. Esto sucede
cuando las concentraciones de ácido y sal o de base y
sal son iguales. Generalmente, las disoluciones regu-
ladoras tamponan bien hasta valores de pH una unidad
por encima o por debajo del valor de su pKa, es decir,
cuando la proporción sal/ácido o base/sal no es infe-
rior a 1:10 o superior a 10:1. Fuera de este intervalo,
la capacidad de amortiguación disminuye considera-
blemente.
Disoluciones reguladoras fisiológicas
Los principales sistemas amortiguadores de pH en el orga-
nismo, que contribuyen al mantenimiento del mismo en el
margen adecuado, son los siguientes:
1. Amortiguador fosfato. La disociación del ácido fos-
fórico, ácido triprótico, se desarrolla con la pérdida de un
protón en cada equilibrio establecido, al que corresponde 
un valor de pKa determinado.
Estos equilibrios son los siguientes:
H3PO4 O H2PO
–
4 O HPO4
2–
O PO4
3–
pKa1 = 2.21 pKa2 = 6.80 pKa3 = 12.70
A efectos de regulación fisiológica, el equilibrio que más
interesa es el segundo, ya que el pKa2 que lo gobierna se
encuentra próximo al pH del medio extracelular (7.4). Suele
ser buen amortiguador, aunque su concentración en plasma
36 | El escenario bioquímico
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