¿Qué importancia tiene el conocimiento de las leyes de los gases en los efectos fisiológicos por el cambio de presión?
El estado gaseoso tiene sus moléculas dispersas y muy alejadas unas de las otras. No
tiene ni forma, ni volumen definidos y ocupa todo el volumen disponible. Este estado
depende de las condiciones de temperatura, presión y volumen. Una característica de los
gases su densidad es menor a la del estado solido y liquido.
Los gases han sido de una gran ayuda para explicar y descubrir temas químicos. El estado
gaseoso es muy agradable de experimentar, ya que es incoloro y no es visible. En nuestra
vida diaria podemos observar gases como: Los freones son gases sintéticos que se utiliza
como refrigerantes. El Cl2 es un gas que utilizamos para la purificación del agua potable.
También encontramos gases, que destruyen nuestro medio ambiente como lo son el
Dióxido de Carbono (CO2) el gas Metano (CH4) que causan el efecto invernadero.
Científicos como Gay Lussac y Avogadro mientras estudiaban el comportamiento de los
gases, dieron a conocer la idea de molécula y descubrieron la Ley de combinación de
gases. Dalton Propuso el concepto de átomo indivisible, para demostrar las Leyes de
combinación química y Leyes empericas de los gases.
Las primeras leyes de los gases fueron desarrollados desde finales del siglo XVII, cuando
los científicos empezaron a darse cuenta de que en las relaciones entre la presión, el
volumen y la temperatura de una muestra de gas, en un sistema cerrado, se podría obtener
una fórmula que sería válida para todos los gases. Estos se comportan de forma similar en
una amplia variedad de condiciones debido a la buena aproximación que tienen las
moléculas que se encuentran más separadas, y hoy en día la ecuación de estado para un
gas ideal se deriva de la teoría cinética. Ahora las leyes anteriores de los gases se
consideran como casos especiales de la ecuación del gas ideal, con una o más de las
variables mantenidas constantes.
Ley de Boyle establece que el producto presión-volumen es constante:
PV = k_1 \qquad (1)
Ley de Charles muestra que el volumen es proporcional a temperatura absoluta:
V = k_2T \qquad (2)
P = k_3T \qquad (3)
Ley de Gay-Lussac dice que la presión es proporcional a la temperatura absoluta:
Mediante la combinación de (2) o (3) podemos obtener una nueva ecuación con P, V y T.
Donde P es la presión, V el volumen y T la temperatura absoluta de un gas ideal.
PV=k_{ 2 }{ k }_{ 3 }{ T }^{ 2 }
Definiendo el producto de K2 por K3 como K4 :
Definiendo k5 como el producto de k1 por k4 reordenando la ecuación:
PV=k_{ 4 }{ T }^{ 2 }
Multiplicando esta ecuación por (1):
{ (PV) }^{ 2 }={ k }_{ 1 }k_{ 4 }{ T }^{ 2 }
Sacando raíz cuadrada:
\frac { { (PV) }^{ 2 } }{ { T }^{ 2 } } ={ k }_{ 5 }
\frac { PV }{ T } = K
\frac { PV }{ T } ={ \sqrt { { k }_{ 5 } } }
Renombrando la raíz cuadrada de k5 como K nos queda la ecuación general de los gases:
Cuando una aeronave asciende y la altitud se incrementa, la presión barométrica decrece y
el volumen de los gases atrapados en el cuerpo se expanden, lo contrario sucederá al
descender (tabla 3). Esto explica los cuadros de barotrauma durante el baropatía
abdominal y expansión de neumotórax y vuelo como aerotitis,
aerosinusitis, aerodontalgia, los efectos sobre equipos y
materiales médicos como burbujas de nitrógeno en el organismo conocida como férulas
inflables, balones de tubos endotraqueales y sondas urinarias. También explican la
formación de parcial de oxígeno disminuye proporcionalmente enfermedad por
descompresión 4-6. Esta disminución en la presión barométrica es la responsable de la
hipoxia que se presenta a grandes altitudes, porque a medida que ésta cae la presión lado
aún a grandes alturas el dióxido de carbono es manteniendo la proporción de 21% del total
de la presión barométrica, siendo a nivel del mar de 159 mmHg. Pero a 50 000 pies de
sólo18 mmHg. Por otro alvéolo afectando su concentración. En el caso del excretado al
alvéolo y el vapor de agua del aire inspirado en el alvéolo se mantiene en 47 mmHg si la
altura; estos dos factores diluyen el oxígeno en el temperatura del cuerpo es normal sin
importar la dióxido de carbono, a grandes altitudes la pCO2 cae de estos dos gases
afectan la concentración de oxígeno de un valor a nivel del mar de 40 mmHg a
menores valores; en la persona aclimatada quien incrementa sus ventilaciones cinco veces
la pCO2 cae 7 mmHg por el incremento de las ventilaciones. Las presiones solamente 206
mmHg para todos los otros gases. En alveolar. Si se asume que la presión barométrica cae
del valor a nivel del mar de 760 mmHg a 253 mmHg, correspondientes a la altura del
monte Everest, 47 lo cual es el valor correspondiente a 29 028 pies mmHg corresponden al
vapor de agua, dejando solamente 199 mmHg, de éstos la quinta parte
la persona aclimatada, 7 mmHg de los 206 mmHg deben corresponder a dióxido de
carbono, dejando solamente 199 mmHg, de éstos la quinta parte.
Por: Pedro Alexis Garzón Zurita 4ºA FÍSICA LICEO
