Física en Medicina: Estado Gaseoso

Estado Gaseoso

• El estado gaseoso es una de las cuatro formas fundamentales de la materia.
• En este estado, las partículas de una sustancia (átomos o moléculas) se encuentran en constante movimiento y están muy separadas entre sí.
• Un gas no tiene forma ni volumen definidos y se adapta completamente al recipiente que lo contiene.
• Características de los gases:
  • Partículas en movimiento rápido.
  • Alta compresibilidad.
  • Expansión.
  • Baja densidad.
  • Difusión.

Teoría Cinética Molecular de los Gases

• Un gas se compone de moléculas que están separadas entre sí por distancias mucho mayores que su propio tamaño.
• Las moléculas gaseosas están en movimiento constante en direcciones aleatorias.
• Las colisiones entre las moléculas son perfectamente elásticas.
• La energía cinética de las moléculas es proporcional a la temperatura del gas.
• La energía cinética total de un mol de un gas cualquiera es: Ec = 3/2RT.

Gases Ideales y Reales

• Los gases ideales son una simplificación teórica que asume las siguientes condiciones:
  • No tienen volumen propio.
  • No hay fuerzas intermoleculares.
  • Choques elásticos.
  • Movimiento aleatorio constante.
  • Ley de los gases ideales: PV=nRT.
• Los gases reales no cumplen con todas las suposiciones de los gases ideales, especialmente en condiciones extremas de presión y temperatura.
• Características de los gases reales:
  • Volumen propio.
  • Fuerzas intermoleculares.
  • Choques no elásticos.
  • Corrección de volumen y presión.

Ecuación de Van der Waals

• La ecuación de Van der Waals es una modificación de la ecuación de los gases ideales que tiene en cuenta el volumen propio de las moléculas y las fuerzas intermoleculares.
• Fórmula: P = (nRT)/(Vm - b) - (a/Vm²).

Leyes de los Gases

• Ley de Boyle (Ley de Boyle-Mariotte): P1V1 = P2V2.
• Ley de Charles: V1/T1 = V2/T2.
• Ley de Gay-Lussac: P1/T1 = P2/T2.
• Ley de Avogadro: V1/n1 = V2/n2.
• Ley de los gases ideales: PV = nRT.
• Ley de Dalton de las presiones parciales: Ptotal = P1 + P2 + P3 + ... .

Aplicaciones de las Leyes de los Gases

• Ejercicio: Un paciente con EPOC está en una cámara hiperbárica con una presión inicial de 1 atm y un volumen de pulmones de 4 litros. La presión en la cámara se incrementa a 4 atm y luego se reduce a 0.75 atm.
• Ejercicio: Un médico anestesiólogo necesita preparar una mezcla de gases para un paciente durante una cirugía.
• Ejercicio: Un recipiente con 20 L de gas helio y otro recipiente con 15 L de gas argón se mezclan en un recipiente de 10 L.

Ley de Presión Parcial de Dalton y Fracción Molar

• La Ley de Dalton establece que la presión parcial de un gas en una mezcla es proporcional a su fracción molar y la presión total de la mezcla.
• Fracción molar: X = n1/n total.
• Presión parcial: Pg1 = X1 * Ptotal.

Ley de Graham de la Difusión y Efusión

• La Ley de Graham establece que la velocidad de difusión o efusión de un gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su masa molar.

Presión Atmosférica

• La presión atmosférica es la fuerza por unidad de área que ejerce la atmósfera sobre la superficie de la Tierra.
• La presión atmosférica disminuye con la altitud, ya que la densidad del aire disminuye a medida que se asciende en la atmósfera.
• Fórmula: P = ρgh.
• Efectos biológicos de la disminución de la presión atmosférica:
  • Mal de altura.
  • Hipoxia.
  • Policitemia.
  • Acidosis respiratoria.
• Efectos biológicos del aumento de la presión atmosférica:
  • Narcósis por nitrógeno.
  • Toxicidad del oxígeno.
  • Barotrauma.
  • Síndrome nervioso de alta presión (HPNS).

Ley de Henry

• La Ley de Henry establece que, a una temperatura constante, la cantidad de gas que se disuelve en un líquido es directamente proporcional a la presión parcial del gas sobre el líquido.

• Fórmula: P = KH * C.

• Ejemplo: Existe la presión parcial de oxígeno en los alvéolos pulmonares de 100 mmHg.### Constante de Henry

• La constante de Henry para el oxígeno en la sangre a la temperatura corporal (37°C) es aproximadamente 0,003 ml O2/ml sangre·mmHg.

• La fórmula para calcular la concentración del gas disuelto es: C = kH · P, donde C es la concentración del gas disuelto, kH es la constante de Henry y P es la presión parcial del gas.

Aplicaciones de la Ley de Henry

• Solubilidad de gases: La ley de Henry explica por qué más gas se disuelve en un líquido bajo alta presión, como en la carbonatación de bebidas.
• Fisiología respiratoria: La ley de Henry determina cómo el oxígeno y el dióxido de carbono se disuelven en la sangre en los pulmones.
• Medicina hiperbárica: La ley de Henry se utiliza para aumentar la solubilidad de oxígeno en la sangre en tratamientos hiperbáricos.

Ejemplo de Cálculo

• Ejemplo de cálculo de la concentración de oxígeno disuelto: C = (0,003 ml O2/ml sangre·mmHg) × (100 mmHg) = 0,3 ml O2/ml sangre.

Alvéolos y Presión Parcial de O₂

• En los alvéolos, la alta presión parcial de O₂ hace que el oxígeno se disuelva en la sangre.

Revisa tus conocimientos sobre el estado gaseoso y sus aplicaciones en la medicina. Aprende sobre las propiedades y características de los gases en este estado fundamental de la materia.