Teoría molecular de la materia

Antes de tratar de asomarnos a las leyes físicas de los gases, es conveniente abordar cierta información básica, de una serie de conceptos como son, la teoría molecular de la materia, los gases perfectos, las magnitudes: volumen, temperatura, presión y sus unidades, cuales son las escalas de temperatura, y a que se denomina cero absoluto, la hipótesis y el número de Avogadro.

La materia está constituida por moléculas, que pueden existir en diversos estados o fases de agregación: sólido, líquido, gaseoso y plasma. Las moléculas están en movimiento continuo, cuando están muy próximas unas de otras, se ponen de manifiesto fuerzas mutuas de atracción. En los sólidos, estas fuerzas fijan tanto a las moléculas que no cambian sus posiciones relativas. En los líquidos, son menos intensas, pudiendo cambiar sus posiciones relativas y por ello los líquidos pueden cambiar de forma, conservando el mismo volumen. En los gases, las moléculas se desplazan rápidamente, estando lejos unas de otras y las fuerzas de atracción entre ellas, no bastan para mantenerlas unidas, por ello los gases, se dilatan indefinidamente, sin más límite que el espacio en el que se alojan.

Las moléculas de un gas se mueven a gran velocidad, chocando contra las paredes del recipiente que las contiene, estos choques causan la presión que ejerce el gas. Sí se aumenta el volumen en el que el gas está contenido, disminuye el número de choques moleculares sobre la pared y consecuentemente la presión. Sí se aumenta la temperatura del gas, aumenta la velocidad de las moléculas y su energía cinética, aumentando la presión sobre las paredes.

Gases perfectos o ideales

La mayoría de las leyes de los gases, las cumplen los gases denominados perfectos o ideales. Son aquellos en que las fuerzas de atracción entre sus moléculas serían despreciables, y que el tamaño de estas, en relación al volumen sería infinitamente pequeño. En la práctica no existen, si bien el hidrógeno y el helio, se comportan de forma muy parecida al gas ideal. El oxígeno y el nitrógeno se pueden considerar también como gases ideales en el rango de presiones y temperaturas habituales. Sin embargo, la mayoría de los gases anestésicos solo cumplen las leyes de los gases perfectos, en un rango de temperatura y presiones muy pequeño, dado que muchos de ellos a temperaturas ambientales son líquidos. Al referirnos a los gases, hemos de considerar las principales magnitudes físicas implicadas: volumen, temperatura y presión, también habrá que considerar la cantidad de gas.

Volumen El volumen se puede expresar de tres formas distintas: (Tabla 1).

Temperatura

El calor es la forma de energía que deriva del movimiento molecular de la materia, cualquiera que sea su estado físico. Hipotéticamente el cese total del movimiento molecular y atómico llevaría a la desaparición de la materia como tal, manifestándose con la ausencia de calor o, lo que es lo mismo, habría llegado a la situación térmica denominada cero absoluto. En valores numéricos el cero absoluto corresponde a -273.16°C.

Existen varias escalas de temperatura:

Escala centígrada o Celsius (ºC): En esta escala se toma como valor cero a la temperatura de congelación del agua y como valor 100, el de su ebullición a 760 mm Hg. Cada grado es la centésima parte de esa diferencia de temperaturas.

Escala Absoluta o Kelvin (ºK): Se toma como valor cero, el que obtenido de cálculos teóricos corresponde a la ausencia total de energía calorífica de la materia (cero absoluto), no existe en el universo una temperatura inferior a ésta. Su cero corresponde a -273.16°C, mientras que el cero centígrado coincide con 273.16°K, de donde se deduce que los grados de ambas escalas son equivalentes. Esta es la escala del SI.

Fahrenheit (ºF); Se toma como valor 32 grados a la temperatura de congelación del agua y 212 grados al punto de ebullición del agua (a 760 mm Hg). Cada grado es la ciento ochentava parte de esa diferencia de temperaturas.

Presión

Es la fuerza ejercida por unidad de superficie. La unidad en el SI es el Newton/m²=Pascal, pero por ser una unidad muy pequeña se utiliza un múltiplo de ella: el kilopascal KPa=1000 Pascales.

Hay otras unidades que se utilizan muy frecuentemente y conviene conocer. Torricelli demostró que la presión atmosférica a nivel del mar equivalía a la presión que ejerce una columna de mercurio de 760 mm de altura, desde entonces se utiliza el mm Hg como unidad de presión. A ese valor de presión se le denominó también atmósfera, es decir, la presión de una atmósfera es igual a 760 mm Hg. Una columna de agua que ejerciera la misma presión tendría que tener 1033 cm (algo más de 10 metros), como el peso específico del agua es 1 g/cm³ la presión equivalente es 1033 g/cm² o 1.033 Kg/cm².

En definitiva: Una atmosfera =760 mm Hg =1033 cm de agua =1033 g/cm²=1.033 Kg/cm²=101.33 Kpa=1013.3 mbar. Los sajones utilizan como unidad de presión la libra por pulgada cuadrada (psi), 1 atmosfera =14.7 psi.

En ocasiones en medicina se expresa la presión de los gases en tanto por ciento de la presión atmosférica, es decir: 760 mm Hg=100% lo que implica que 7.6 mm Hg =1%, prácticamente la expresión de la presión en porcentajes se corresponde con la expresión en Kpa.

La mayoría de los aparatos registradores de presión marcan cero a la presión ambiental, por ello las presiones que determinan son presiones relativas, habría que añadir, el equivalente de una atmósfera para traducirlo a presiones absolutas, esto hay que tenerlo en cuenta a la hora de aplicar las leyes de los gases.

Condiciones normales, estándar o TPS. Este término se utiliza para expresar un gas seco que está a una atmósfera de presión y 0ºC de temperatura. (En inglés las siglas son STPD, (Standar Temperature Pressure Dry). Condiciones ambientales. Se refiere a un gas que está a una atmósfera de presión y 20ºC de temperatura.

Cantidad de gas. Hipótesis de Avogadro. Número de Avogadro

La masa es la magnitud que expresa la cantidad de materia. Sin embargo, en el estudio de los gases, en muchas ocasiones es interesante expresar la cantidad de gas en términos de número de moles de gas, (n). Un mol de una sustancia es igual a su peso molecular expresado en gramos.

El número de moles (n) que hay en una masa (m) en gramos de un gas de peso molecular (M) es: n=m/M. De hecho los gases ideales cumplen la hipótesis de Avogadro que dice que volúmenes iguales de distintos gases a la misma temperatura y presión, contienen igual número de moléculas. En otras palabras, las variaciones de las condiciones del gas V.T.P. están relacionadas con el número de moléculas y no con la masa de éstas. En un mol de cualquier gas hay el mismo número, conocido, por número de Avogadro que es igual a 6.02•1023 moléculas. El número de Avogadro es de un valor tan enorme que resulta imposible imaginarlo, aun observando su expresión exponencial.

Se deduce entonces que, a igual volumen y temperatura, el peso de los gases y los vapores es directamente proporcional a sus respectivos pesos moleculares. De esta manera se puede establecer, que dos globos inflados hasta iguales volúmenes, con distintos gases contendrán diferentes cantidades de materia y tendrán peso distinto, no obstante ambos contendrán el mismo número de moléculas (en iguales condiciones de presión y temperatura).

Un mol de cualquier gas a condiciones estándar ocupa 22.4 litros, o dicho de otra forma, el volumen molar de cualquier gas a condiciones estándar es 22.4 litros.

Densidad

La densidad es la masa de una sustancia en relación con la unidad de volumen. D= M/V. Dónde: D= densidad, M= masa y V= volumen.

La densidad de los sólidos y líquidos es poco variable, dado que sus volúmenes son relativamente estables ante diferentes temperaturas y presiones; sin embargo en los gases, la temperatura y la presión afectan severamente el volumen, por lo que la densidad estándar de los gases, se debe determinar a TPN condiciones (temperatura y presión normal), donde el volumen utilizado es de 22.4 litros y la masa es el peso molecular-gramo del gas.

Dg = Peso Molecular-gramo/ 22.4 l: Dónde: Dg = densidad de un gas. Como ejemplo podemos citar la densidad del oxígeno que se obtiene dividiendo el peso molecular- gramo del oxígeno (32) entre el volumen (en el caso de los gases es de 22.4 l) y es por tanto de 1.43 g/L.

Densidad estándar de diversos gases:

Oxigeno = 1.43 g/L: Nitrógeno = 1.25 g/L: CO₂ = 1.965 g/L

La densidad de una mezcla de gases se determina por la siguiente ecuación:

D= (Concentración A)(PMG) + (Concentración B)(PMG) + (Concentración C)(PMG)/ 22.4 L: Dónde: D= densidad de la mezcla de gases. Concentración = concentración del gas A, B, C, etc. PMG = peso molecular del gas.

Mediante esta fórmula podemos calcular por ejemplo la densidad del aire si conocemos su composición y el peso molecular de sus componentes.

Composición del aire ambiente

D(aire)=(Concentración N)(PMG N) + (Concentración O₂)(PMG O₂) + (Concentración CO₂)(PMG CO₂)/ 22.4 L. = (0.79)(55) + (0.209)(32) + (0.001)(44)/ 22.4 litros.

Presión de los gases

La presión es igual a la fuerza por unidad de área (g/cm² o libra/ pulgada²). La presión de un gas se relaciona directamente con la energía cinética de dicho gas, y con la fuerza de gravedad. Cuando la altura aumenta, disminuye la atracción gravitacional sobre las moléculas del gas, lo que provoca disminución de la densidad del gas, con reducción en el número de colisiones y de la energía cinética, y por tanto disminuye la presión del gas. La presión de un gas es directamente proporcional a su concentración y a la energía cinética promedio de sus moléculas y a su vez es directamente proporcional a la temperatura

Humedad

El vapor de agua contenido en el aire en condiciones atmosféricas es variable. La temperatura es el factor que afecta de forma más significativa el nivel del vapor de agua contenido en la atmósfera; cuando la temperatura aumenta, se acelera la proporción de la evaporación del agua y aumenta la capacidad de la atmósfera de contener agua. El vapor de agua es el único gas atmosférico que responde de esta forma a los cambios de temperatura.

Humedad absoluta (HA)

Es el peso actual del vapor de agua contenido en un volumen dado de gas. Se expresa en g/m³ o mg/L. La humedad absoluta máxima a 37ºC es de 43.8 g/m³ o mg/L.

Humedad relativa (HR)

Es la relación entre el contenido (peso o presión) actual de agua en el aire a una temperatura específica y la capacidad máxima (peso o presión) de agua, que puede contener dicho aire a una temperatura especifica. Se expresa en %. HR = contenido/capacidad X 100.

Si el contenido de agua se mantiene constante y la temperatura aumenta, la humedad relativa disminuye, porque aumenta la capacidad del aire para contener agua. Lo contrario ocurre al descender la temperatura.

Presión parcial:

En una mezcla de gases que no reaccionan químicamente entre sí, confinada a un volumen determinado, cada componente ejerce una presión igual a la que ejercería sí ocupase como único gas todo el volumen, mientras que la presión total de la mezcla es la suma de las presiones individuales de los gases que la componen. Este es el enunciado de la Ley de Dalton que se refiere a las presiones parciales de los gases y que además, infiere que las presiones ejercidas por cada componente de una mezcla gaseosa son proporcionales a las cantidades respectivas de los mismos en dicha mezcla.

Esta ley establece que la suma de las presiones parciales individuales de los gases en una mezcla de gases es igual a la presión barométrica total del sistema. La presión parcial (P) del gas es igual a la presión barométrica (PB) por la concentración (C) del gas en la mezcla. P = PB x C

A través de esta ecuación podemos determinar la presión de un gas (en este caso el oxígeno) en el aire ambiente conociendo la presión barométrica (760 mm Hg a nivel del mar) y la concentración de dicho gas (fracción de oxigeno de 21%). P= PB x C = 760 x 0.21 = 159.6 mm Hg.

Basándonos en la Ley de Dalton podemos expresar que la concentración de un gas es igual a la presión parcial del gas (P) dividida por la presión barométrica (PB). C= P/PB x 100

A nivel del mar la presión total ejercida por la mezcla de gases constituyentes del aire atmosférico es de 760 mm Hg, esos gases son el oxígeno, nitrógeno, gases raros y vapor de agua, aunque para fines prácticos sólo se considera al oxígeno y al nitrógeno, cuyas relaciones de volumen son del 21% y del 79% respectivamente. Por consiguiente, del total de la presión atmosférica a nivel del mar, 160 mm Hg (760 x 21%), (217 gm/cm²) son ejercidos por el oxígeno y 600 mm Hg (760 x 79%), (816 gm/cm²) por el nitrógeno. Cada uno de dichos valores corresponde a las presiones parciales de estos gases en el aire ambiental.

En el gas alveolar, en cambio, las cantidades de bióxido de carbono y vapor de agua son significativas, a tal grado que las presiones parciales de oxígeno y nitrógeno difieren sustancialmente de las encontradas en el aire del ambiente. El bióxido de carbono, producto del metabolismo, está en equilibrio con la sangre arterial, lo que equivale a decir que ejerce una presión de 40 mm Hg, mientras que el agua con su vapor está saturando a la mezcla de gases al valor que le corresponde para los 37ºC, es decir, ejerce una presión de 47 mm Hg. A su vez la presión total dentro de los alvéolos pulmonares es de 760 mm Hg, valor que es compartido por los tres gases y el vapor de agua, esta situación genera la llamada ley de Dalton modificada.

Ley de Dalton modificada

Incluye el efecto de la humedad en las presiones parciales de los gases. La presión del vapor de agua no sigue la Ley de Dalton porque depende primariamente de la temperatura en las condiciones atmosféricas normales. Cuando se calcula la presión parcial (P) de un gas en una mezcla donde esta presente el vapor de agua, debe corregirse la presión barométrica total del sistema antes de calcular la presión parcial de dicho gas.

P = (PB - PH₂O) (C). La presión parcial máxima del vapor de agua (PH₂O) a temperatura de 37ºC es de 47 mm Hg.

Al aplicar esta modificación de la Ley al aire ambiental con temperatura de 37ºC, a presión barométrica de 760 mm Hg, saturado de vapor de agua (PH₂O = 47 mm Hg) y concentración de oxigeno de 21%, el cálculo de la presión parcial de oxígeno en el alveolo, muestra los siguientes resultados: P= (PB - PH₂O) (C) = (760 - 47)(0.21 ) = 149.7 mm Hg.

Se puede establecer que el gas alveolar, salvo ciertas variaciones producidas por el ciclo respiratorio, se encuentra a 760 mm Hg de presión (a nivel del mar) y su composición porcentual de vapor de agua depende de la temperatura corporal, mientras que la proporción de los demás gases depende de la ventilación y de la composición de la mezcla inspirada. La composición porcentual normal del gas alveolar y las presiones parciales de sus componentes es la siguiente: (Tabla 4).

Una aplicación práctica de estos conceptos puede ser la siguiente: sí consideramos que el nitrógeno es un gas inerte y no indispensable para la respiración, podríamos retirarlo de la mezcla ventilatoria y reemplazarlo por otro gas. La nueva situación puede presentarse de varias formas, por ejemplo, como ocurre frecuentemente en la anestesia general cuando no se usa óxido nitroso, ocupando el oxígeno, el total del volumen inspirado y consecuentemente ejerciendo el 100% de la presión, por lo menos a nivel de la boca del paciente.

Robert Boyle nació en Irlanda en 1627. En 1657, leyendo acerca de la bomba de aire de Otto von Guericke, se propuso con la ayuda de Robert Hooke desarrollar mejoras en su construcción, que dieron por resultado la máquina Boyleana o máquina neumática finalizada en 1659 y con la que comenzó una serie de experimentos acerca de las propiedades del aire. En 1660, publicó una relación de los trabajos realizados con ese instrumento con el título New Experiments Physico Mechanical touching the spring of air and its effects (Nuevos experimentos físico-mecánicos sobre la elasticidad del aire y sus efectos).

Usando tal bomba, fue el primero en demostrar la aseveración de Galileo de que, en el vacío, una pluma y un trozo de plomo caen a la misma velocidad, y también estableció que el sonido no se trasmite en el vacío. Su descubrimiento más importante debido a la bomba de vacío fue el principio (llamado, más tarde, Ley de Boyle) de que el volumen ocupado por un gas es inversamente proporcional a la presión con la que el gas se comprime y también que, si se elimina la presión, el aire "recupera" (su propia palabra) su volumen original. Habiendo establecido que el aire era comprimible. Boyle se convenció de que éste estaba compuesto por pequeñas partículas separadas por espacio vacío. Todas estas ideas se publicaron en un libro con un título muy largo, que suele llamarse "la elasticidad del aire" y que desempeñó un papel significativo para establecer la idea de la naturaleza atómica de la materia.

De manera que la ley de Boyle se puede expresar de la siguiente forma: la presión y volumen de un sistema de gases varían inversamente, si la temperatura y la cantidad del gas son constantes. PV = nRT donde: nRT es igual a la constante K.

Por tanto en un sistema que tenga temperatura y cantidad de gas constantes, la relación presión-volumen inicial será igual a la relación presión-volumen final del sistema. P1V1=P2V2

Edme Mariotte (1620 - París; 12 de mayo de 1684), abad y físico francés. Estudió la compresión de los gases y llegó a descubrir la ley hoy conocida como ley de Boyle-Mariotte: A temperatura constante, el volumen de un gas seco es proporcional al inverso de la presión. Dicho de otro modo, el producto de la presión por el volumen es constante cuando la temperatura no varía. Hoy se sabe que este producto es además proporcional a la temperatura absoluta, expresada en grados Kelvin. PV=K (T constante).

Esta ley se puede ilustrar con una jeringa, a la cual se le coloca un tapón, para convertirla en un sistema de cilindro y pistón, si de inicio permitimos que contenga 10 mL de aire sin estar sometida a otra presión que la atmosférica, un aparato que nos midiera la presión interna marcaría cero de presión relativa, o lo que es lo mismo una atmósfera de presión absoluta, sí se ejerce una presión al embolo hasta conseguir reducir el volumen de aire a la mitad, el medidor de presión marcará una atmósfera, lo que corresponderá a dos atmósferas absolutas. Resumiendo,

1 atm x 10 mL = 2 atm x 5 mL, en definitiva PiVi = PfVf

La ley de Charles y Gay-Lussac, frecuentemente llamada ley de Charles o ley de Gay-Lussac, es una de las leyes de los gases ideales. Relaciona el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas ideal, mantenido a una presión constante, mediante una constante de proporcionalidad directa. En esta ley, Charles dice que a una presión constante, al aumentar la temperatura, el volumen del gas aumenta y al disminuir la temperatura el volumen del gas disminuye. Esto se debe a que "temperatura" significa movimiento de las partículas. Así que, a mayor movimiento de las partículas (temperatura), mayor volumen del gas. La ley fue publicada primero por Louis Joseph Gay-Lussac en 1802, pero hacía referencia al trabajo no publicado de Jacques Charles, de alrededor de 1787, lo que condujo a que la ley sea usualmente atribuida a Charles. La relación había sido anticipada anteriormente en los trabajos de Guillaume Amontons en 1702. La ley de Charles es una de las más importantes leyes acerca del comportamiento de los gases, y ha sido usada de muchas formas diferentes, desde globos de aire caliente hasta acuarios. Se expresa por la fórmula: V/T= nR/P: donde nR/P es igual a la constante K.

Basados en esta ley podemos decir que en un sistema de gases, cuando la presión y la cantidad de gas son constantes, la relación temperatura-volumen inicial será iguales a la relación temperatura-volumen final. V1T1/V2T2: Además se puede despejar de las siguientes formas:

P1= T1/T2 * P2

T1= V1/V2 * T2

P2= T2/T1 * P1

T2= V2/V1 * T1

Dónde: V es el volumen. T es la temperatura absoluta (es decir, medida en Kelvin), k es la constante de proporcionalidad. Siendo la presión constante, la temperatura aumenta y el volumen también. Siendo el volumen constante, la presión aumenta y la temperatura también.

Las magnitudes de las variaciones del volumen o de la presión de una masa gaseosa dados por las variaciones térmicas, equivalen a 1/273 partes por grado centígrado del volumen o presión respectivamente, que la masa tiene a 0ºC (273ºK). De lo anterior se deduce que sí un gas se enfriara a -273ºC no ocuparía volumen. De hecho, mucho tiempo antes que los avances técnicos permitieran conseguir temperaturas cercanas al cero absoluto ya se sabía que era imposible sobrepasarlo al haber deducido de esta ley que no pueden existir temperaturas inferiores a esa, pues los gases no ocuparían ningún volumen.

Ecuación general de los gases

Correlacionando las leyes de Boyle-Mariotte y Charles-Gay Lussac se puede inferir que:

P x V / T = K

Esta ecuación tiene aplicaciones más frecuentes en anestesiología que las correspondientes a cada ley por separado, ello se debe a que casi siempre los fenómenos gaseosos se producen acompañados de cambios térmicos y de presión simultáneamente.

Para una misma masa gaseosa, los valores iniciales y finales de sus variables conforman una constante cuyo valor se ve reflejado en la ecuación general de los gases como sigue:

Pi x Vi / Ti = Pf x Vf / Tf

En esta fórmula Pi, Vi y Ti corresponden a los valores iniciales de presión, volumen y temperatura y Pf, Vf, y Tf son los finales de esas mismas variables. Sí aplicamos esta ecuación a la práctica, se puede tomar como ejemplo el caso del inflado de los globos de las sondas traqueales los cuales se llenan habitualmente con aire empleando una jeringa. Esta maniobra de manera correcta debería consistir, en medir la presión de insuflado con el objetivo de no sobrepasar la mínima necesaria, ya que esta es la manera de evitar lesiones de la pared de la vía aérea, ya que hay que considerar que el valor de la presión que se alcance en el momento del llenado experimentará variaciones posteriores debido al calentamiento hasta la temperatura corporal de la masa de aire insuflado. El siguiente ejemplo nos ilustrará como el volumen y la temperatura juega su papel sobre la presión y en este caso en particular la importancia de medir esta última cuando se trata del globo de una sonda traqueal.

Suponiendo que el volumen de expansión a que puede ser sometido un globo en particular es de 4.9 cm³ y que más allá de ese valor se comporta como un recipiente rígido debido a la no elasticidad de la pared traqueal, sí se infla con 5 cm³ de aire, la presión en su interior superará la atmosférica, Por otro lado, la temperatura del gas inyectado es igual a la ambiental (25ºC) y en pocos segundos pasará a ser igual a la corporal (37ºC). Tanto el cambio de volumen (prácticamente de 0 a 5 cm³) como el de la temperatura (de 25 a 37ºC), producirán un cambio de presión en la masa de aire utilizado para el inflado del globo. Al alcanzarse el equilibrio térmico la presión habrá aumentado por segunda vez, el primer aumento se debió al aumento del volumen (volumen insuflado vs. Volumen del globo), estos cambios influyen en la ecuación general de los gases.

Pf = Pi x Vi X Tf

Ti x Vf.

En el caso particular del ejemplo anterior, los respectivos valores y el resultado final de la presión dentro del globo son los siguientes:

Pi=760 mm Hg (presión atmosférica=jeringa).

Vi=5 cm³ (volumen insuflado por la jeringa).

Tf=37 ºC (310ºK)

(temperatura traqueal=globo).

Ti=25ºC (298ºK)

(temperatura ambiental=jeringa).

Vf=4.9 cm³ (volumen dentro del globo).

760 mm Hg x 5 cm³ x 310ºK / 298ºK x 4.9 cm³ = 806.7 mm Hg:

De esta manera se demuestra que la presión ha superado a la ambiental en 46.7 mm Hg (806.7-760) o, lo que es lo mismo, 63.5 cm de agua. Esta última presión puede ser excesivamente alta, lo que nos debe hacer pensar en la imperiosa necesidad de efectuar la medición de la presión desde el inflado del globo y después en el momento en que se considere el equilibrio térmico con la tráquea del paciente.

Difusión

Es el movimiento de un gas desde un área de alta concentración a una de baja concentración. Es la propiedad por la que los gases se distribuyen igualmente en la totalidad del recipiente que los contiene.

Los factores que afectan la difusión de un gas a través de otro comprende: (Tabla 5).

Solubilidad de un gas en un líquido. Ley de Henry

Las moléculas de gas atrapadas en la masa de un líquido con el que entran en contacto se solubilizan en él a excepción de que ocurra una reacción química. Este fenómeno ocurre también con los vapores en los líquidos no correspondientes a ellos como sucede con los anestésicos volátiles y la sangre. La cantidad de gas que se solubiliza en un líquido, según la ley de Henry, está en relación directa a la presión parcial del gas. Pero también depende de la facilidad que tiene el gas para solubilizarse en dicho líquido, es decir, de su coeficiente de solubilidad. Por otra parte la solubilidad de los gases en los líquidos está en relación inversa a la temperatura del líquido. Esta ley expresa el coeficiente de solubilidad de los gases en los líquidos.

Coeficiente de solubilidad del oxígeno en el plasma 37ºC = 0.023 mLO2/mL sangre/760 mm Hg x PO₂.Coeficiente de solubilidad del CO2 en el plasma a 37ºC = 0.510 mL CO₂/mL sangre/760 mm Hg x PCO₂.

Ley de Graham

Establece que la velocidad de difusión (Vd) de un gas a través de un líquido se relaciona indirectamente con la raíz cuadrada de su peso molecular en gramos

(PMG). Vd. = 1/ raíz cuadrada del PMG.

Ley de Henry y Graham combinadas.

Esta ley plantea que cuando son iguales la presión, la distancia, el área seccional y la temperatura, los únicos factores que afectan la difusión son el peso molecular-gramo (PMG y el coeficiente de solubilidad). Las velocidades de difusión del CO₂ y O₂ pueden compararse por las fórmulas siguientes:

CO₂ = Coeficiente de solubilidad del CO₂ / √PMG CO₂O₂ = Coeficiente de solubilidad del O₂ / √PMG O₂

Ahora bien si queremos relacionar sus velocidades de difusión, aplicaremos la siguiente fórmula:

CO₂/O₂ = (Coeficiente de Solubilidad CO₂)(√PMG O₂)/(Coeficiente de solubilidad O₂)(√PMG CO₂

CO₂/O₂= 0.510 x 5.66 / 0.023 x 6.66 = 19/1

De donde se establece que la velocidad de difusión del CO₂ es casi 20 veces más rápida que la del O₂ (en realidad 19 veces).

El gas solubilizado en el líquido ejerce una presión, o tensión igual a la que se encuentra en la masa gaseosa. Ambas presiones equilibran el proceso dinámico de traspaso molecular entre las dos fases. En las mezclas gaseosas cada componente se solubiliza independientemente de los demás, obedeciendo a su presión parcial y a su coeficiente de solubilidad en ese líquido.

La solubilidad de un gas se puede definir utilizando diferentes coeficientes. En Anestesiología se utiliza el coeficiente de solubilidad de Ostwald (ƛ) y el coeficiente de partición o distribución.

El coeficiente de solubilidad de Ostwald (ƛ) se define como el volumen de gas que se disuelve en la unidad de volumen de líquido a una temperatura determinada.

El coeficiente de partición o distribución, describe la distribución de una sustancia entre dos fases. Se define como la relación entre las cantidades de gas disuelto en iguales volúmenes de dos fases a una temperatura determinada. Sí una de las fases es gaseosa entonces el coeficiente de partición es el mismo que el de Ostwald. El coeficiente de partición se usa cuando las dos fases son sólidas o líquidas tales como aceite-agua o tejido-sangre.

El coeficiente de partición entre dos fases se puede determinar a partir de los valores de los coeficientes de Ostwald en cada una de las fases, así, suponiendo que ƛ1 es el coeficiente tejido-gas y ƛ2 el coeficiente sangre-gas, ƛ1/ƛ2, será igual al coeficiente de partición tejido-sangre.

Los conceptos relacionados con la dilución de los gases son de gran trascendencia en la absorción, distribución y eliminación de los gases anestésicos en el organismo.

Para finalizar esta primera parte, ocuparemos un breve espacio para tomar en consideración algunos conceptos sobre el almacenamiento de los gases medicinales.

Almacenamiento de gases medicinales

Con el fin de almacenar la mayor cantidad o masa de un gas en un tanque con la máxima seguridad, se recurre a aumentar la presión (ley de Boyle) y a disminuir la temperatura (ley de Gay Lussac) hasta los límites permitidos. Sí se enfría el gas lo suficiente puede almacenarse en forma líquida. También si se sometiera a grandes presiones pero a temperaturas inferiores a la crítica del gas.

El oxígeno se puede obtener a partir de tres métodos: 1) por descomposición térmica de algunos de sus compuestos (reacciones químicas), 2) por electrólisis del agua, y 3) por destilación del aire. El último de los métodos mencionados es el que se utiliza con más frecuencia, por ser económico y rendidor a escala industrial.

La distribución y almacenamiento de oxígeno se efectúa en tanques a una presión relativamente baja (150 atmósferas), o en termos especialmente diseñados para contenerlo en estado líquido.

En las tuberías de distribución, la presión es cercana a las 10 atmósferas, mientras que en las bocas de expendio se asegura una presión de salida de 4 atmósferas mediante la colocación de válvulas reductoras de presión.

En los centros de gran consumo, por razones de comodidad, seguridad, higiene y economía se prefiere que las fuentes de oxígeno líquido sean la única forma de abastecimiento. No obstante las ventajas que ofrece el oxígeno líquido, en muchos sitios se continua utilizándolo comprimido en cilindros como medio