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Es difícil discutir el tema de la bioquímica sin una base firme en química general y química orgánica, pero si uno no recuerda el concepto de la constante de disociación ácida (pKa) de la química orgánica, puede leer sobre el tema a continuación.

'''Los tampones o buffer''' son esenciales para las reacciones bioquímicas, ya que proporcionan un valor de pH (más o menos) estable para que las reacciones tengan lugar en circunstancias que cambian constantemente. El valor del pH en las células vivas tiende a caer entre 7,2 y 7,4, y este nivel de pH generalmente se mantiene mediante ácidos débiles. (Los valores de pH en lisosomas y peroxisomas difieren de este valor, al igual que las mediciones de pH del estómago y otros órganos que se encuentran en varios tipos de plantas y animales).

Un ácido se define aquí simplemente como cualquier molécula que puede liberar un protón (H+) en una solución. Los ácidos más fuertes tienen más probabilidades de liberar un protón, debido a sus propiedades atómicas y moleculares. La tendencia de un ácido a liberar un protón se denomina constante de disociación (Ka) de esa sustancia.

:<math>{K}_{a} = {[{H}^{+}][{A}^{-}] \over [HA]}</math>
: HA <-> H<sup>+</sup> + A<sup>-</sup>.

Un gran ''K''<sub>a</sub>  significa una gran tendencia a disociarse en protón.(Ácido fuerte).

Por tanto, el pH al que se disocia el 50% de los protones se puede calcular como:
:p''K''<sub>a</sub> = -log ( ''K''<sub>a</sub> )

Esto nos da la Ecuación Henderson-Hasselbalch:

:<math>{pH} = {pK}_{a} + \log{[\text{base}] \over [\text{acid}]}</math>

La ecuación de Henderson-Hasselbalch predice el comportamiento de las soluciones tampón o Buffer.

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