Full transcript
0:01seguimos con la segunda parte del
0:03seminario
0:07en la primera parte de esta clase
0:08definimos qué es la respiración y
0:11describimos cómo se movilizan gases
0:14desde la atmósfera hacia el interior de
0:16nuestras células
0:18para comprender mejor estos fenómenos
0:21necesitamos analizar la teoría cinética
0:23de los gases
0:25pero un buen punto de partida es definir
0:27qué es un gas
0:31la palabra gas fue usada por primera vez
0:34por el físico flamenco jean baptista fan
0:37helmand
0:39y probablemente su origen sea una
0:42onomatopeya
0:44es llamativo que en la mayoría de las
0:47lenguas inglés francés alemán ruso por
0:50ejemplo gas se pronuncia igual hay
0:53algunas excepciones en chino es
0:55diferente en eslovaco es diferente hay
0:57una que otra pero la mayor parte de las
1:00lenguas gas y gas
1:04qué es un gas
1:07un gas que es un estado de agregación de
1:09la materia
1:11en el cual bajo ciertas condiciones de
1:13temperatura y presión
1:16son moléculas e interactúan levemente
1:18entre sí sin formar enlaces moleculares
1:20y adaptándose a la forma y el volumen
1:23del recipiente que las contiene
1:26tendiendo a expandirse todo lo posible
1:28por su alta concentración de energía
1:33los gases son fluidos altamente
1:35comprensibles y experimentan grandes
1:37cambios de densidad en función de la
1:39presión y la temperatura
1:43si vamos a un negocio y compramos agua
1:46por ejemplo los líquidos suelen
1:49denominarse por volumen un litro de agua
1:51suele corresponder a una cantidad de
1:54moléculas y suele pesar más o menos un
1:56kilo
1:58puede expandirse un líquido con
2:01diferentes temperaturas levemente pero
2:03es muy poco lo que se expande se lo
2:07congeló sea expandirse y lo caliento
2:09también va a ocupar un poco más de
2:10espacio pero más o menos el litro
2:12corresponde a un peso y corresponde
2:14sobre todo cuando está cerrado y la
2:16cantidad de gas que tiene está fija
2:19para es más o menos lo mismo con los
2:22gases esto no es posible
2:24uno no puede comprar un litro de gas
2:26porque según la temperatura o la presión
2:28cambian enormemente mucho más confiable
2:32es hablar de peso que en todo caso el
2:34peso si se va a corresponder a una
2:36cantidad de moléculas que es lo que se
2:37usa para las garrafas cuando uno compra
2:40gas envasado
2:43la ley de boyle dice que la temperatura
2:47constante la presión de una masa dada de
2:51un gas es inversamente proporcional a su
2:53volumen
2:55o sea que yo tengo una cantidad de
2:57moléculas de un gas o una masa de un gas
3:00esas moléculas en un recipiente más
3:04pequeño van a generar más presión que en
3:06un recipiente más grande o dicho de otra
3:10manera una masa dada de un gas si yo le
3:14someto mayor presión reduzca el volumen
3:18siempre estoy hablando a temperatura
3:20constante
3:22la ley de boyle también se conoce como
3:24ley de boyle y mariotto mariot hizo el
3:29mismo descubrimiento de manera
3:30independiente un poco después que boyle
3:34pero tuvo el mérito de haber anotado
3:36claramente que la temperatura tenía que
3:38permanecer constante cosa que en sus
3:40escritos boyle no aclaró
3:45la ley de charles dice que a presión
3:48constante el volumen es directamente
3:52proporcional a la temperatura absoluta
3:56de manera tal que si yo aumento la
4:01temperatura de una de una masa dada de
4:05gas sometida a una presión constante
4:08esto hará que aumente el volumen del gas
4:11en este ejemplo tenemos dos masas
4:14similares de gas a las que les aplicamos
4:17la misma presión pero a diferente
4:19temperatura 300 grados kelvin 600 grados
4:22kelvin y el volumen de gas a mayor
4:26temperatura aumenta
4:31la ley de gay lussac dice que una masa
4:34dada de gas en un recipiente que
4:37mantiene el volumen constante si cambia
4:40la temperatura cambia proporcionalmente
4:44la presión se aumentó la temperatura
4:48aumenta la presión y viceversa
4:52la ley de avogadro dice que volumen es
4:55iguales de gases diferentes con la misma
4:58temperatura y presión contienen igual
5:01número de moléculas pero obviamente
5:03diferentes densidades y pesos
5:06de aquí se desprende qué
5:10un molde de moléculas o un número igual
5:13de moléculas de gas diferentes moles 60
5:162 por 10 a las 23 moléculas en las
5:19mismas condiciones de temperatura y
5:21presión van a ocupar el mismo volumen
5:25recordemos que hace algunas diapositivas
5:27habíamos dicho que el volumen de un gas
5:29no era una gran medida de la cantidad de
5:33moléculas que teníamos porque este
5:36volumen era muy influenciable por la
5:38presión y la temperatura pero si
5:40definimos cuáles son las condiciones
5:42podemos también definir volumen y
5:47equipararlo a condiciones similares oa
5:50cantidades similares de moléculas hay
5:53tres condiciones estándares que son las
5:54más utilizadas tres formatos para medir
5:57volúmenes de gases porque en ocasiones
6:01en la clínica necesitamos medir
6:03volúmenes de gases
6:05en condiciones estándar que eso
6:07significa a 0 grados de temperatura
6:09presión a una atmósfera osea 760
6:13milímetros de mercurio y con el aire
6:15seco un molde cualquier gas ocupa 22.4
6:19litros
6:21cualquier gas obviamente pesa diferente
6:24y tiene diferente densidad
6:27a veces en la práctica asistencial
6:29también se mide en volúmenes que son
6:32equiparables a temperatura ambiental por
6:35ejemplo en el caso de un espirómetro con
6:37una base de agua
6:41mide la temperatura ambiental la
6:44temperatura ambiental es la que tenga el
6:46ambiente por convención se la considera
6:4825 grados y el vapor de agua está ese
6:52implica que está saturado de vapor de
6:54agua así como la de de la anterior
6:56implicado que estaba seco está ese está
6:58saturado por ejemplo a 25 grados en la
7:02presión de vapor de agua es 24
7:03milímetros de mercurio
7:06y también tenemos de tps que es
7:09temperatura voz de temperatura
7:10temperatura del cuerpo también saturado
7:12de vapor de agua esta es la condición de
7:15los gases que están en nuestro cuerpo
7:17están saturados de vapor de agua y a 37
7:20grados
7:21en estas diferentes condiciones cambian
7:25cuánto espacio ocupa un molde de
7:27cualquier gas
7:29si nosotros expresamos las condiciones
7:31podemos equiparar mol
7:34a volumen o número de moléculas o peso
7:37podemos inter relacionarlos
7:40podemos integrar todas estas leyes en la
7:44ecuación general del gas ideal
7:47ella es que el presión por volumen es
7:50igual al número de moléculas
7:55por la constante universal de los gases
7:58por la temperatura
8:02el valor de r cambia
8:06con diferentes unidades en las que lo
8:07podemos expresar y a lo largo de la
8:10carrera y de la materia vamos a ver
8:12muchos valores distintos de r que van a
8:14ir cambiando en función de las unidades
8:16en las que lo necesitemos
8:21un caso ideal es un gas en el que la
8:23energía cinética es directamente
8:24proporcional a la temperatura cuyas
8:27moléculas se mueven de modo aleatorio y
8:30sin interactuar entre sí los gases
8:32ideales se expanden hasta el infinito
8:36en cambio un gas real
8:38tiene un comportamiento termodinámico
8:40que no sigue esta ecuación de estado en
8:43todo lo largo del rango de presiones
8:46volúmenes y temperaturas
8:49incluso los gases reales no expanden
8:51hasta el infinito
8:54pero a temperatura fisiológica por
8:56suerte oxígeno y dióxido de carbono se
8:59comportan como gases ideales
9:02el aire es una mezcla de gases y el gas
9:05más abundante en el aire es el nitrógeno
9:08con una fracción en un aire seco del 78
9:12puntos 0 9%
9:15seguido del oxígeno
9:18que es casi el 21 por ciento en el aire
9:20seco luego los demás gases son mucho más
9:24escasos y los dos más importantes son el
9:26dióxido de carbono y el argón ninguno
9:30llega al 1% de fracción
9:32esto representa una determinada presión
9:35parcial que a nivel del mar suma los 760
9:40milímetros de mercurio que tenemos de
9:42presión a nivel del mar
9:45pero en ocasiones hay vapor de agua
9:49presente en la atmósfera
9:51el aire está humedecido el vapor de agua
9:54es menos denso que el aire por lo tanto
9:57el aire húmedo es menos denso que el
9:59aire seco
10:01también hay que considerar esto cuando
10:03el aire ingresa a nuestro cuerpo según
10:05ésta con vapor de agua se satura con
10:08vapor de agua y sube su temperatura el
10:12aire es calentado a 37 grados que es la
10:15temperatura corporal y saturado con
10:18vapor de agua eso genera unas
10:20condiciones parecidas a las del ejemplo
10:23del organismo unicelular que habíamos
10:24visto en la primera parte de la clase el
10:28aire atmosférico aunque esté seco al
10:30ingresar al cuerpo
10:32va a encontrarse en una situación de
10:35humedad y de saturación total con vapor
10:39de agua y si no hay un gradiente de
10:42presión entre la atmósfera y el aire
10:46húmedo que acaban no agitada por encima
10:50del agua o por encima del alvéolo por
10:52encima del cuerpo de la barrera y mató
10:55graciosa
10:58el vapor de agua va reclamará su presión
11:02de vapor que la tiene que alejarse
11:03porque está conectando eso que son 47
11:06milímetros de mercurio y el espacio que
11:09habrá para las fracciones de los gases
11:11que hay en el aire tendrán que
11:13repartirlo en el espacio que el vapor
11:15les deja en esos 700 13 milímetros de
11:18mercurio que a nivel del mar una presión
11:21de vapor de agua de 47 millones mini
11:24metros al mercurio le deja entonces la
11:26fracción en el aire húmedo en la tráquea
11:29en este caso de los diferentes gases va
11:32a cambiar porque se va a agregar un 6
11:35como el 18% de fracción que
11:39genera el vapor de agua
11:42de nuestras mucosas que humedecen el
11:44aire que ingresa
11:48el aire es una mezcla de gases y para
11:52entender mejor el concepto de esas
11:54presiones parciales
11:56tenemos que analizar la ley de dalton
11:59de dalton dice que cada gas en una
12:02mezcla ejerce una presión de acuerdo a
12:04su propia concentración e
12:06independientemente de los otros gases y
12:09se comporta como si estuviera solo sin
12:12interactuar con los otros
12:14un gas en una habitación ocupa todo el
12:18espacio de la habitación y muchos gases
12:21diferentes todos ocupan todo el espacio
12:24y las distintas moléculas ocupan todo
12:27sin interactuar entre sí cada uno
12:30aportando un nivel de presión parcial
12:32que es la misma que tendría si estuviera
12:35solo
12:38la presión de cada gas se va a denominar
12:40presión parcial y la presión total va a
12:43ser la suma de las presiones parciales
12:46de los gases presentes de todos los
12:48gases presentes
12:51la ley de graham dice que la velocidad
12:54de difusión de un gas es inversamente
12:57proporcional a la raíz cuadrada de su
12:59densidad
13:03básicamente implica que la energía
13:05cinética de todos los gases es la misma
13:09a una temperatura y una presión dada por
13:12lo que a más masa menor velocidad
13:16esto determina que si bien las moléculas
13:19de los diferentes gases tienden a
13:22distribuirse de manera uniforme
13:24difundiendo por todo el espacio
13:25disponible de manera que la presión de
13:28cada gas sea uniforme en todos lados los
13:31gases menos densos se van a mover más
13:34rápido y van a difundir más rápido
13:40para entender la manera en la que los
13:42gases se disuelven en líquidos tenemos
13:45que analizar la ley de henry
13:47la misma dice que el volumen de gas
13:50disuelto en un líquido es proporcional a
13:52la presión parcial del mismo
13:55o sea que si tenemos una interfaz en
13:57casa líquido cuanto mayor sea la presión
14:01parcial del gas en el aire mayor
14:04cantidad tendrá disuelto
14:07oxígeno bienvenido atrás a mercurio
14:10implica una disolución en este ejemplo a
14:1337 grados de esta solución que nos dice
14:16cuál es de 0,13 mili molar en cambios en
14:20la presión de oxígeno es 40 milímetros
14:22de mercurio el oxígeno disuelto es menos
14:240.05 la manera en la que se convierte
14:27esto también depende de los solubles que
14:30sea el oxígeno en este líquido y a esa
14:32temperatura en función de la solubilidad
14:35de cada gas a cada temperatura hay un
14:39valor que es una constante que puede
14:41expresarse como una constante de
14:43solubilidad de henri o como una
14:46constante de volatilidad
14:48esta ecuación es la misma expresada de
14:51distinta manera y con la constante con
14:53las unidades invertidas la ley de hendry
14:56se expresa de cualquiera de las dos
14:59formas e incluso hay una tercera que
15:00sería presión es igual la concentración
15:03sobre solubilidad
15:06es lo mismo cambian las unidades y en
15:08algún caso la constante es de
15:10volatilidad esta caché que es la
15:12constante de henri es una constante de
15:14volatilidad
15:15cuanto más chica más soluble el dióxido
15:18carbono es mucho más sólido que el
15:20nitrógeno y que el helio más aún y la
15:23constante es menor y en cambio la
15:25constante de solubilidad de ejemplo es
15:26la que está al lado al revés cuanto más
15:28grande más soluble
15:33esto significa que cuanto mayor presión
15:36más cantidad de aire disuelto esto nos
15:40puede explicar lo que pasa con las
15:41botellas de gaseosas por ejemplo están
15:44cerradas yo veo líquido gas pero no veo
15:46burbujas al destapar las aparecen las
15:49burbujas porque el cambio de presión al
15:52bajar la presión con la tapa estaban a
15:54presión hace que ese líquido ya no pueda
15:58tener tanto gas disuelto y ese gas que
16:01es dióxido de carbono abandona la
16:03solución en forma de burbujas esto es
16:06más dramático con la temperatura cuando
16:09la bebida está más fría puede disolver
16:13más gas si se calienta va a disolver
16:16mucho menos la mayor parte de los
16:19accidentes con botellas de champán
16:21ocurren por el combo del sacudón y
16:25además que estaba caliente
16:28en la práctica asistencial es muchas
16:31veces fundamental para entender la
16:33condición de un paciente conocer el
16:36nivel de gases disueltos en sangre
16:38arterial o venosa
16:41las concentraciones de soja se de
16:42sueldos son tradicionalmente expresadas
16:45como presiones parciales
16:49la presión parcial de dióxido de carbono
16:52o de oxígeno por ejemplo es una presión
16:55pero expresa una concentración disuelta
16:58la manera de equiparar esta presión con
17:02la concentración que representa se hace
17:04a través de la ley de henri
17:06tradicionalmente nos manejamos con
17:08presiones pero hablamos de
17:10concentraciones
17:12el tema es que si quisiéramos comparar
17:15la concentración de uno u otro a partir
17:19de observar las presiones no podemos
17:21hacerlos sin considerar cuán solubles
17:24son en el líquido en el que están y la
17:27solubilidad en el líquido y las
17:29presiones también que van a ejercer
17:32estas son las presiones con las que el
17:34gas entra en equilibrio en una fase
17:36gaseosa el gas en sangre por ejemplo
17:39dióxido carbono entra en equilibrio con
17:42la fase gaseosa a estas presiones
17:43tampoco van a ser las mismas en
17:46diferentes temperaturas van a cambiar
17:48las constantes sin líquido está a cero
17:50grados oa 25 grados oa 37 grados y
17:53también van a cambiar con la presión
17:55atmosférica por lo tanto todas estas
17:57cosas debemos prepararlas
18:00un paciente un adulto sano podría tener
18:04por ejemplo una presión arterial de
18:06dióxido de carbono de 40 milímetros de
18:08mercurio y una presión arterial de
18:10oxígeno de 90 eso significa que tiene
18:13más oxígeno que dióxido de carbono no de
18:16ninguna manera para poder saber esto
18:19tendremos que equiparar las con la
18:20solubilidad de uno u otro
18:23si fueran igual de solubles si habría
18:25más oxígeno pero no es el caso
18:28el dióxido de carbono es mucho más
18:30soluble que el oxígeno y resulta que
18:33esos 40 milímetros de mercurio de
18:35carbono representan más cantidad de gas
18:39disuelto que los 90 de oxígeno
18:43el gasómetro es un aparato que realice
18:45estas mediciones
18:47y expresa tradicionalmente las
18:50concentraciones de gases como los
18:52milímetros de mercurio en los que esos
18:54gases quedan en equilibrio con una fase
18:57aérea dentro del mismo
19:02de esta manera terminamos esta segunda
19:04parte de la clase en la tercer parte
19:07analizaremos la estructura y el
19:09funcionamiento del pulmón