Situación Didáctica "Importancia de las leyes de los gases"

¿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