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Para estudiar las bases físicas del fundamento del tratamiento de oxigenación hiperbárica es necesario conocer las siguientes características generales de los gases: las constantes, la presión y la densidad, la composición del aire y las características del oxígeno, nitrógeno y dióxido de carbono, siendo estos los mayores componentes del aire. La información relevante está basada en las leyes físicas de Dalton, Henry, Boyle y Mariotte, la ecuación universal de los gases, y la ley de difusión de Fick. También es necesario saber el principio de la ley de descompresión adiabática, el número de Avogadro y las unidades de presión.
Conceptos básicos
- Peso molecular: 1 mol de una sustancia (átomos, iones, moléculas o unidades de fórmula) es 2 números de Avogadro.
- El número de Avogadro (6,022 x 1023) es aproximadamente el número de partículas (átomos, iones, moléculas o unidades de fórmula) contenidas en 1 mol de un oxígeno, el cual tiene un peso molecular de 32 g, definido como el peso molecular de una sustancia.
Características de los gases
A continuación, se describen las diferentes leyes de los gases.
Ley de Avogadro
La ley de Avogadro postula que iguales volúmenes de gases a la misma temperatura y presión contiene igual número de moléculas. En condiciones estándares (0 °C, 1,013 bar) el volumen de cualquier gas es 22,42 l/mol. Avogadro (1811) y Ampère (1814) propusieron de manera independiente la existencia de moléculas gaseosas formadas por dos o más átomos iguales.
Sin embargo, ambos autores llegaron a la misma conclusión: en una reacción química una molécula de reactivo debe reaccionar con una o varias moléculas de otro reactivo, dando lugar a una o varias moléculas del producto, pero una molécula no puede reaccionar con un número no entero de moléculas, ya que la unidad mínima de un reactivo es la molécula.
Por lo tanto, debe existir una relación de números enteros sencillos entre las moléculas de los reactivos, y entre estas moléculas y las del producto. Así pues, según la ley de los volúmenes de combinación esta misma relación es la que ocurre entre los volúmenes de los gases en una reacción química. Por ello, debe de existir una relación directa entre estos volúmenes de gases y el número de moléculas que contienen.
En esa medida, la ley de Avogadro dice que la presión de ese gas es la aplicación de la fuerza a la superficie, y la concentración de la fuerza en una determinada área. El símbolo de presión p o P es la medida del componente. La presión es la fuerza que se ejerce en una superficie dada. Diferentes medidas de presión se han establecido, aunque todas tienen en común que la presión es una medida de un componente normal de fuerza sobre una unidad de área determinada.
Ley de Boyle y Mariotte
Descrito por primera vez de forma independiente por el señor Robert Boyle (1627-1691) y Edme Mariotte (1620-1684). También, se le llama ‘ley de Boyle-Mariotte’: pxV= constante a temperatura constante El producto de la presión (p) y el volumen (V) en una cantidad de gas a igual temperatura (T) se mantiene constante. Para una cantidad confinada de un gas en dos diferentes estados a temperatura constante: p1V1 = p2V2 1 = estado 1 // 2 = estado 2
- Relevancia práctica: dentro de las cámaras hiperbáricas cualquier volumen de gas confinado en el cuerpo humano y en equipos (médicos) está sujeto a esta ley. En órganos o espacios llenos de gas con paredes rígidas, este efecto debe ser tenido en cuenta durante la compresión y descompresión de presiones más altas. Esto es más importante entre 1 bar y 1,5 bar (100 kPa – 150 kPa) donde los cambios de la presión causan los mayores cambios relativos de volumen.
Ley de Dalton
Descrita por primera vez por John Dalton (1766-1844) en 1801. Esta ley de los gases también es denominada ‘ley de presión parcial de Dalton’, la cual afirma que la presión total ejercida por una mezcla gaseosa es igual a la suma de las presiones que serían ejercidas por los gases si cada uno estuviera presente y ocupara el volumen total. Pt = p1 +p2+p3+……+pn Donde p1, p2,…pn representan la presión parcial de cada componente.
Cada gas en la mezcla actúa como si estuviera solo, por lo que las presiones de cada gas que forman una mezcla se van sumando. La presión parcial de un gas (p1) iguala el producto de la presión total de la mezcla de los gases (Pt) y la fracción del gas (F1). P1= Pt x F1 F es definido como una porción de 1. Por ejemplo, en el aire FO2 es 0,21.
- Relevancia práctica: los gases que no son tóxicos cuando se inhalan a presión ambiente en un cierto porcentaje de una mezcla gaseosa (vol. %) pueden convertirse en tóxicos cuando se inhalan a presión total elevada, en tanto la presión parcial, y no el porcentaje en una mezcla gaseosa, es la que causa toxicidad. Además, si la presión parcial de oxígeno se aumenta en la mezcla de aire, ejercerá mayor presión parcial y en consecuencia mayor presión total a nivel del alveolo pulmonar, porque las presiones parciales se suman.
Ley de Henry
Esta ley formulada en sus inicios por William Henry (1775-1836) en 1803 establece que la masa de un gas (C) que se disuelve en un volumen definido de líquido, es directamente proporcional a la presión del gas (P), (siempre que el gas no reacciona con el disolvente). αP/C =constante a temperatura constante El coeficiente de solubilidad de gases en líquidos Į [mililitros de gas/atm/litro de líquido] descrito por Robert Wilhelm Bunsen (1811-1899), también puede expresarse como constante de la ley de Henry (k). Como principio básico, la solubilidad de los gases es mayor en líquidos fríos.
- Relevancia práctica: la solubilidad dependiente de la presión de los gases inertes (por ejemplo, el nitrógeno) en los líquidos y tejidos corporales es crucial para el desarrollo de enfermedad por descompresión (EDC), debido a la sobresaturación de los tejidos en relación con la presión ambiental reducida después de la exposición. La solubilidad del nitrógeno en agua es mucho menor que la solubilidad del oxígeno, por lo que constituye una de las causas de la enfermedad descompresiva del buzo. Por otro lado, al aumentar la presión dentro de la cámara hiperbárica, la presión en el espacio hematoalveolar ejercida aumenta la cantidad de oxígeno diluido en el plasma y en los líquidos tisulares. Así pues, a mayor presión, mayor cantidad de gas diluido en el líquido, a temperatura constante.
Ley de Fick
Las leyes de difusión de Fick fueron derivadas por Adolf Fick en 1858. La primera ley se utiliza en la difusión en estado estacionario y da lugar a la fórmula a continuación, la cual indica la velocidad de difusión de un gas a través de una membrana: Tasa de difusión= k x A x ΔP Donde K = constante (determinada por el experimento, el gas y la temperatura) del cuerpo humano las presiones parciales de gases disueltos (como oxígeno o nitrógeno) dependen de la difusión, considerando las variables para la difusión de gases como el tamaño del área de difusión, el espesor de la barrera de difusión (o distancia) y la diferencia entre las presiones parciales de gas. De manera que, si la diferencia es mayor, la tasa de difusión es mayor entre ambos lados de la membrana (para el mismo tamaño de membrana y la misma distancia).
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