Biofísica del Sistema Respiratorio Animal: Teoría Cinética de Gases Ideales y Solubilidad, Resúmenes de Biofísica

¡Descarga Biofísica del Sistema Respiratorio Animal: Teoría Cinética de Gases Ideales y Solubilidad y más Resúmenes en PDF de Biofísica solo en Docsity! 137 CAPÍTULO 7 Biofísica del aparato respiratorio animal Daniela Olivera, Daniel Olaiz Generalidades: Estado gaseoso Dependiendo de las condiciones de presión y temperatura todas las sustancias pueden presentarse en alguno de los estados de agregación de la materia: sólido, líquido o gaseoso. Dadas las condiciones existentes en la superficie terrestre, sólo algunos compuestos pueden hallarse de modo natural en los tres estados, tal es el caso del agua. La mayoría de las sustancias se presentan en un solo estado. Así, por ejemplo, los metales o los elementos que constituyen los minerales se encuentran en estado sólido y el oxígeno o el CO2 en estado gaseoso. Particularmente el estado gaseoso, es en diversos aspectos más sencillo que el líquido y el sólido. Las moléculas que constituyen un gas están muy separadas entre ellas con lo cual casi no son atraídas unas por otras, por lo que se mueven de manera aleatoria a gran velocidad, se encuentran prácticamente libres, de modo que son capaces de distribuirse por todo el espacio en el cual son contenidos. Las fuerzas gravitatorias y de atracción entre las moléculas son despreciables, en comparación con la velocidad a que se mueven. A partir de estas consideraciones del estado gaseoso es que podemos mencionar las características/propiedades de los gases en general:  Estado más simple en que se encuentra la materia.  No tienen ni volumen ni forma definido, ocupan completamente el volumen del recipiente que los contiene adoptando su forma.  Son fácilmente compresibles (debido a que existen enormes espacios vacíos entre unas moléculas y otras).  Los gases ejercen presión sobre cualquier superficie que entren en contacto ya que están en continuo movimiento.  Difunden fácilmente.  Fuerza de cohesión es nula. 138 Gases Ideales Teoría Cinética Molecular La teoría cinética de los gases se enuncia en los siguientes postulados, y representa la interpretación molecular del comportamiento del gas ideal: 1. Un gas está constituido por moléculas pequeñísimas ubicadas a gran distancia entre sí; su tamaño (volumen) se considera despreciable en comparación con los espacios vacíos que hay entre ellas. 2. Las moléculas de un gas son totalmente independientes unas de otras, de modo que no existe atracción ni repulsión intermolecular alguna. Con lo cual las moléculas se desplazan en línea recta hasta que colisionan. 3. Las moléculas de un gas se encuentran en movimiento continuo, en forma desordenada; chocan entre sí y contra las paredes del recipiente, dando lugar a la presión del gas. 4. Los choques de las moléculas son elásticos, no hay pérdida ni ganancia de energía cinética, aunque puede existir transferencia de energía entre las moléculas que chocan. 5. La energía cinética media de las moléculas, es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas; se considera nula en el cero absoluto. Desviaciones a la idealidad. Gases reales Se establece que los gases se comportan de manera ideal sólo en determinadas condiciones, estas son: temperaturas altas y presiones muy bajas. Al alejarnos de dichas condiciones presentan un comportamiento real, con lo cual las suposiciones realizadas para la idealidad no son válidas, debido a esto, un gas real presenta las siguientes características:  El tamaño de sus moléculas no es despreciable.  Los choques entre las moléculas y con la pared del recipiente hacen que se pierda energía cinética.  Debido a que las moléculas interactúan unas con otras, actuando fuerzas atractivas o repulsivas, dependiendo de las distancias entre las moléculas, las trayectorias de desplazamiento ya no suponen líneas rectas.  No se rigen por las Leyes de los gases ideales, sino por la Ecuación de van der Waals, la cual considera el covolumen (volumen ocupado por las moléculas) y la presión interna (producida por las interacciones entre las moléculas). 141 Entonces, para una presión determinada, si graficamos los cambios de volumen que experimenta una masa de gas al variar su temperatura resulta una línea recta como se muestra en la figura 7.3. Las líneas llenas representan este comportamiento en la práctica ya que por debajo de cierta temperatura, los gases se convierten en líquidos (líneas punteadas). Se puede ver también en este gráfico que todas las líneas llegan a un mismo valor, 273,15 ºC, el cual corresponde al cero absoluto o cero Kelvin (más detalle ver Capítulo 9). Figura 7.2: Representación esquemática de la Ley de Charles-Gay Lussac. Estas experiencias dieron lugar al postulado de la Ley Charles-Gay Lussac: El volumen de una determinada masa de gas, a presión constante, es directamente proporcional a la temperatura absoluta. Matemáticamente esta ley queda expresada como: Donde V: volumen del gas, T: temperatura absoluta del gas (Temperatura en ºC +273,15) K2: constante de proporcionalidad que depende de la masa y naturaleza del gas y de la presión a la que se encuentra. 142 Figura 7.3: Gráfico de la variación del volumen con la temperatura absoluta de una muestra de gas cuando la presión se mantiene constante. Por lo tanto, si tenemos una masa de gas que se encuentra en un estado inicial 1 (P1,V1,T1) y pasa a un estado final 2 donde se mantiene constante la presión (P1, V2,T2), la expresión de la Ley de Charles-Gay Lussac resulta: Donde V1= volumen ocupado por el gas en el estado inicial, T1 = temperatura absoluta del gas en el estado inicial, V2= volumen ocupado por el gas en el estado final, T2= temperatura absoluta del gas en el estado final. Análogamente, dichos investigadores postularon que, a volumen constante, la presión de una determinada masa de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta. Esto matemáticamente es: Donde P: presión del gas, T: temperatura absoluta del gas (Temperatura en ºC +273,15) 143 K3: constante de proporcionalidad que depende de la masa y naturaleza del gas y del volumen que ocupa. Ecuación de Estado. Ecuación de los Gases Ideales De la combinación de las leyes enunciadas anteriormente, Ley de Boyle – Mariotte: Ley de Charles Gay Lussac: podemos llegar a una expresión general donde ninguna variable se mantiene constante, con lo cual resulta: Por lo tanto, si una cierta masa de gas varía su condición desde un estado inicial 1, hasta un estado final 2, al aplicar la ecuación de estado resulta: Dicha ecuación también la podemos expresar como: Considerando a R como la constante universal de los gases, a partir de esta última fórmula surge la Ecuación de los gases ideales: (Ecuación para 1 mol de gas); en tanto considerando n moles: Donde P: presión del gas V: volumen del gas n: número de moles de gas R: constante universal de los gases ideales T: temperatura absoluta del gas en Kelvin. 146 Figura 7.4: Representación esquemática de la Ley de Dalton. Por ejemplo, si tenemos una mezcla de gases formada por 8 moles de N2, 4 moles de O2 y 2 moles CO2, las fracciones molares de cada gas serán: En este ejemplo se puede ver que la suma de las fracciones molares da 1, resultado que siempre se cumple en una mezcla de gases. Ahora bien, en este mismo ejemplo, si la presión total es de 1 atm podemos calcular la presión parcial de cada gas: =0,57 =0,29 =0,14 147 Solubilidad de gases en líquidos Al visitar un acuario y observar las peceras nos puede llamar la atención que por algún lugar del receptáculo surjan burbujas en forma constante. Resulta evidente que para que los peces vivan en las mejores condiciones, el agua del medio debe estar debidamente oxigenada (Fig. 7.5), en otras palabras, el aire (inyectado por un aireador) tiene la capacidad de solubilizarse en el agua. Figura 7.5: Imagen de aire inyectado en una pecera. Todas las sustancias, independiente de su estado de agregación (sólidos, líquidos y gases) pueden disolverse en un solvente. Definiremos entonces a la solubilidad como la mayor cantidad de sustancia que puede disolverse en un solvente dado. Específicamente, la solubilidad de los gases en los líquidos suele indicarse como la relación que se establece entre el volumen de gas disuelto y el volumen total de la solución. Dicha relación fue establecida por R. Bunsen denominándose por este motivo, como Coeficiente de Absorción de Bunsen y se define como el volumen de gas, a 0 °C y a 1 atm de presión, disuelto por unidad de volumen de solvente en dichas condiciones. Donde  = Coeficiente de absorción V1= Volumen de gas disuelto V0= volumen del solvente Por ejemplo, si el valor del coeficiente de absorción del oxígeno a la presión atmosférica en contacto con el agua es 0,049, esto significa que en 100 ml de agua se pueden disolver 4,9 ml de 02 en las condiciones indicadas. 148 Teniendo en cuenta que el volumen del gas disuelto se mide a 0°C y a 1 atm de presión y que en estas condiciones un mol de cualquier gas ocupa aproximadamente 22,4 litros, podemos dividir el coeficiente de absorción por 22,4 y obtener el coeficiente de solubilidad del gas, α, expresado en moles por litro a la temperatura de la experiencia y a 1 atm de presión. Efecto de la presión sobre la solubilidad de los gases. Ley de Henry Según la teoría cinética, la cantidad de gas que se disuelve en un líquido depende de la frecuencia de choques de las moléculas de gas sobre la superficie del líquido. Si suponemos que tenemos un gas en equilibrio con un líquido, y aumentamos la presión del gas, entonces más moléculas chocarán con la superficie del líquido aumentando así la cantidad de moléculas de gas que pasan al solvente, y por consiguiente, la solubilidad del gas en el líquido (Fig. 7.6). Figura 7.6: Representación del aumento de la presión de un gas sobre una solución (P2 > P1). La solubilidad de gases en líquidos en función de la presión parcial del gas es expresada cuantitativamente por la ley de Henry. Esta ley vincula la cantidad de gas disuelto con la presión parcial de dicho gas y puede enunciarse de la siguiente manera: “la cantidad de gas disuelta en un volumen dado de solvente, a temperatura constante, es proporcional a la presión del gas en equilibrio con la solución”. Por lo tanto, a partir de ella se infiere que a medida que la presión aumenta, también lo hace la solubilidad del gas que está en contacto con la solución. Matemáticamente podemos expresar como: Donde C= concentración de gas disuelto, es decir cantidad de gas en un volumen dado. 151 Figura 7.7: Corte histológico de pulmón y esquema de difusión O2.desde el alvéolo pulmonar. Figura 7.8: Presiones parciales de cada gas interviniente en la respiración. Mecánica respiratoria Para una mejor comprensión de la mecánica respiratoria haremos una reseña anatómica de las estructuras intervinientes y las funciones por ellas desempeñadas. El aire atmosférico ingresa por las fosas nasales donde los animales poseen mecanismos que filtran el aire de impurezas groseras y lo calientan con la finalidad de lograr mayor volumen de oxígeno a nivel pulmonar (Ley de Charles). El aire avanza por la laringe, tráquea y 152 bronquios, sirviendo estas estructuras tubulares como mecanismos de conducción hasta el órgano blanco, el pulmón. El pulmón se sitúa en una cavidad denominada caja torácica la cual posee particularidades propias que permiten alojarlo y que se dilate durante la inspiración. Anatómicamente, la caja torácica posee elementos óseos y musculares, conteniendo además una fina lámina de una membrana epitelial, la pleura, que envuelve a los pulmones y los separa de la cavidad torácica. Las costillas son estructuras óseas, que partiendo de la columna vertebral aportan forma y rigidez, íntimamente insertos en ellas se encuentran los músculos intercostales externos e internos cuya función radica en acomodar el tórax durante la inspiración y la espiración respectivamente. Como último elemento citaremos al diafragma, músculo que separa el tórax de la cavidad abdominal e interviene en forma muy activa durante el ciclo respiratorio. Durante la inspiración, proceso activo, la cavidad torácica se expande debido a la contracción del diafragma y de los músculos intercostales externos provocando de esta manera una disminución de la presión intratorácica, la cual se hace menor que la atmosférica, generando así un gradiente de presiones que provoca la entrada de aire a los pulmones para equilibrar esa diferencia. En otras palabras nos indica que la presión pulmonar durante la inspiración es negativa con respecto a la atmosférica (-1 mm de Hg), y la presión intrapleural más negativa aún (- 6 mm de Hg). Cuando termina la contracción de los músculos inspiradores, la caja torácica y los pulmones vuelven a su posición de reposo y en consecuencia, el diámetro del tórax se reduce y el pulmón, por su elasticidad, se retrae, disminuyendo el volumen pulmonar y en consecuencia, aumenta la presión intratorácica, generando una presión positiva respecto a la atmosférica y por lo tanto el aire es expulsado; a este proceso se lo denomina espiración. Durante la espiración la presión pulmonar aumenta (+1 mm de Hg) y la intrapleural también (+3 mm de Hg) siendo ésta, de carácter pasivo. Vale recordar que para respirar siempre debe existir una diferencia de presiones entre el tórax y la atmósfera, caso contrario, como ocurre ante alguna lesión que perfore la cavidad torácica, las presiones se igualarían provocando el colapso de los pulmones. Distensibilidad- Compliance pulmonar Una de las características más importantes del tejido pulmonar es la elasticidad, propiedad que permite al órgano deformarse en el sentido de su volumen al aumentar la presión y volver a su tamaño original, al disminuir la misma (distensibilidad). Si consideramos un pulmón fuera de la cavidad torácica e insuflamos aire por sus vías aéreas, podremos determinar los cambios de volumen, ∆V, que se producen al incrementar la presión transmural, ∆P, es decir la diferencia de presión entre el exterior y el interior del órgano. 153 El cociente entre el incremento de volumen ∆V y el incremento de la presión ∆P se denomina complacencia o compliance pulmonar. Dónde: ∆ V es variación de volumen, ∆ P variación de presión. La distensibilidad varía según se produzca la inspiración o la espiración y esa diferencia se conoce como fenómeno de histéresis. La histéresis representa la resistencia del pulmón a cambiar su volumen (inspiración) y a volver a su volumen inicial (espiración). Se visualiza mediante la diferencia de volumen pulmonar entre las curvas de inflación y deflación para una misma presión, en las curvas presión-volumen (Fig. 7.9). Figura 7.9: Diagrama de distensibilidad pulmonar. Tensión superficial El interior de cada alvéolo se encuentra recubierto por una fina capa de agua por lo cual es necesario hacer referencia a la característica más importante de los líquidos que es la tensión