fisica de los gases

Estado gaseoso

La materia se presenta en cuatro estados (sólido, líquido,gaseoso o plasma) según el tipo de átomos o de moléculasy de su contenido de energía. Para una sustancia determi-nada y a una presión constante, el paso de uno de estosestados a otro se produce cuando su temperatura sobrepa-sa ciertos valores característicos. Un sólido conserva una forma y un volumen constantes. Unlíquido cambia de forma, pero conserva un volumen cons-tante. Sus moléculas tienen un grado de movilidad mayor. Un gas está constituido por átomos o moléculas separadospor grandes espacios vacíos, de ahí la pequeña masa volúmi-ca, la gran compresibilidad y la gran expansibilidad que lo carac-terizan. La masa volúmica de un gas es aproximadamentemil veces menor que la de sus formas líquida y sólida (en lasque las moléculas están en contacto). La compresión o ladilatación de un gas están relacionadas con la disminucióno el aumento del espacio vacío entre sus partículas. Estaspartículas están en movimiento perpetuo; colisionan unascon otras y con las paredes del continente, y ejercen así unapresión determinada. Se denomina agitación térmica al movi-miento desordenado de las moléculas, ya que la energíacinética media de las moléculas es proporcional a la tempe-ratura.

La energía interna de un gas abarca la suma de las energíascinéticas (agitación térmica), la de las energías de excita-ción y la de las energías de interacción entre las partículas.El nivel de energía interna, que es mayor en un gas que enun líquido o un sólido, generalmente se denomina energíatérmica o calor. El calor es la forma de energía caracterizadapor un aumento de la temperatura o un cambio del estadofísico. En el Sistema Internacional de unidades (S. I.), la tempera-tura se expresa en grados Kelvin (K), que constituyen laescala de temperatura absoluta, o en grados Celsius (°C),antes denominados grados centígrados. Estos dos tipos deunidades son de la misma magnitud y sólo difieren por supunto cero:0 °C = 273 °K; 100 °C = 373 °K; 0 °K = -273 °C.La temperatura absoluta, T, se obtiene añadiendo 273 a latemperatura t en la escala Celsius: T = t + 273. A cero gradoKelvin, los movimientos moleculares están abolidos; portanto, un gas no puede existir a esta temperatura. El puntocero de la escala Celsius corresponde al punto de congela-ción del agua, y el punto cien al de ebullición. El calor es una forma de energía (energía calorífica) cuyaunidad es el julio en el S. I. (M. K. S. A.). Sin embargo, sesigue utilizando la caloría, otra unidad que pertenece al sis-tema C. G. S. Se distinguen la kilocaloría y la caloría. La pri-mera («C» mayúscula), es la cantidad de calor que se debeproporcionar a 1 kilo de agua para aumentar su tempera-tura en 1 grado Celsius, en este caso, de 14,5 °C a 15,5 °C(= 4.184 julios). La segunda («c» minúscula), es la cantidad

36-100-A-10

© E

lsev

ier,

Par

ísE

NC

ICL

OP

ED

IAM

ÉD

ICO

-QU

IRÚ

RG

ICA

–36

-100

-A-1

0

Física de los gases y los vapores aplicada a la anestesia inhalatoria

La anestesia por vía pulmonar se realiza por medio de uno o varios anestésicos inhala-torios mezclados con un gas vector que es el aire, el oxígeno o ambos. Estos anestési-cos se administran en forma de gas o de vapor. El término gas designa a una sustancia que, a temperatura y presión ambientes habi-tuales, sólo existe en estado gaseoso. Estos gases se conservan en forma comprimida(estado gaseoso y/o estado líquido) dentro de bombonas. Se administran tras una sim-ple expansión. El término vapor denomina al estado gaseoso de una sustancia que, a temperatura ypresión ambientes habituales, se encuentra en estado líquido. Es el conjunto de lasmoléculas de una sustancia presentes por encima de la fase líquida de esta misma sus-tancia. Estos vapores anestésicos se obtienen mediante un proceso de vaporización. Los anestésicos inhalatorios (gases o vapores) se comportan en el organismo comogases y siguen en principio sus leyes. La fisiopatología de la anestesia inhalatoriadepende en gran medida de sus características físicas y químicas. El cuadro I resumelas principales características de los anestésicos inhalatorios.

J. C. Otteni

C. Boyer

J. R. Diebolt

B. E. Dumitresco

JC OTTENI, C BOYER, JR DIEBOLT, BE DUMITRESCO. Service d’Anesthésie etde Réanimation Chirurgicale Hôpital de Hautepierre - Avenue Molière,67098 - Strasbourg Cédex.

Cua

dro

I.–

Car

acte

ríst

icas

fís

icas

y q

uím

icas

de

los

anes

tési

cos

volá

tile

s y

gase

osos

Las

cif

ras

sigu

ien

tes

está

n s

egui

das

por

sus

refe

ren

cias

bib

liogr

áfic

as. E

n c

aso

de d

iver

gen

cia

entr

e lo

s au

tore

s, s

e in

dica

n lo

s va

lore

s ex

trem

os, a

sí c

omo

la c

ifra

inte

rmed

ia p

ropu

esta

más

frec

uen

tem

ente

. Muc

hos

agen

tes

cita

dos

en la

tab

la n

o se

uti

lizan

más

. A p

arte

del

inn

egab

le in

teré

s h

istó

rico

, sus

car

acte

ríst

icas

exp

lican

a m

enud

o la

s ra

zon

es d

e su

aba

ndo

no.

Nat

ural

eza

Den

om

inac

ión

Fórm

ula

Peso

mol

ecul

ar

Infla

mab

ilidad

Pres

ión

críti

caat

m.

Tem

pera

tura

crít

ica

°C Punt

o de

ebu

llición

°C

76

0 m

mH

g

Conc

. máx

. de

vapo

rVo

l. %

(20

°C)

ml v

apor

/ml l

íqui

do

a ( °

C)

Den

sida

d va

por-

gas

en g

/l ( °

C)

Coe

f. de

par

tició

n37

°C

±0,

5 °C

760

mm

Hg

713

mm

Hg

0 °C

20 °

C

25 °

C

37 °

C

37 °

C

agua

/gas

sang

re/g

as

acei

te/g

as

cauc

ho/g

as23

/25

°C{

Pres

ión

de

vapo

r sat

uran

tem

m H

g20

°C

25 °

C

37 °

C

Den

sida

d líq

uida

g/m

l (°C

)

Cal

or e

spec

ífico

ca

l/ml

cal/g

Cal

or la

tent

e de

vap

oriz

ació

n ca

l/ml (

°C

)

cal/g

( °C

)

sísí

síno

nono

nosí

nono

nosí

sí

Éte

r d

ietí

lico

Éte

r d

ivin

ílico

Clo

ruro

d

e et

iloC

loro

form

oTr

iclo

ro-

etile

noH

alo

tano

Met

oxi

flura

noFl

uro

xeno

Enf

lura

noIs

oflu

rano

Pro

tóxi

do

de

nitr

óg

eno

Cic

lop

rop

ano

Eti

leno

AN

ES

TÉ

SIC

OS

VO

LÁT

ILE

SA

NE

ST

ÉS

ICO

S G

AS

EO

SO

S

Anestesia FÍSICA DE LOS GASES Y LOS VAPORES APLICADA A LA ANESTESIA INHALATORIA

página 3

de calor que se debe proporcionar a 1 gramo de agua paraincrementar su temperatura en 1 grado Celsius, de 14,5 °Ca 15,5 °C (= 4,184 julios).Existen dos tipos de cantidad de calor. El primero, el calorespecífico, es la cantidad de calor necesaria para aumentar latemperatura de un cuerpo sin modificar su estado físico yquímico. El segundo, el calor latente, es la cantidad de calorliberada o absorbida al producirse un cambio de estado físi-co o químico a temperatura constante.El calor específico de un cuerpo es igual al cociente entreel calor proporcionado a la unidad de masa de un cuerpo yla elevación de temperatura que se produce como resulta-do. El calor específico varía con la temperatura t. La unidades la caloría/gramo/grado Celsius o el julio/kilogramo/grado Kelvin. El calor específico de los gases es muy pequeño en rela-ción con el de los líquidos o los sólidos. Como los gases sedilatan al calentarse, se distinguen el calor específico deun gas a volumen constante (Cv) y el calor específico deun gas a presión constante (Cp). En el caso del aire, Cp =0,241 cal/g °C y Cv = 0,171 cal/g °C. En el caso del oxíge-no, Cp = 0,22 y para el protóxido de nitrógeno Cp = 0,21.Dado que el calor específico de un gas es muy pequeño, hacefalta muy poco calor para modificar su temperatura. Ésta seequilibra rápidamente con la temperatura ambiente. El cortotrayecto que efectúa en un tubo inspiratorio basta para que seconsiga el equilibrio y explica la dificultad para garantizar unabuena humidificación de las mezclas gaseosas mediante unhumidificador calentador. En efecto, la temperatura de lamezcla gaseosa recalentada y humidificada desciende rápida-mente, y el vapor de agua se condensa en las paredes del tubo.

Transformación líquido-gas

El paso del estado líquido al gaseoso (es decir, a vapor) sellama vaporización, y el contrario se denomina licuefacción.La vaporización puede hacerse:— en la superficie de separación líquido-medio ambiente,es la evaporación;— o bien en el seno de un líquido, como burbujas que sedirigen a la superficie, es la ebullición. Durante la evaporación, las moléculas de líquido abando-nan su superficie hasta que la presión parcial de vapor en laatmósfera que está por encima del líquido alcanza un valormáximo. Este valor máximo es específico del líquido consi-derado y se denomina presión de vapor saturante; depende dela temperatura, pero no de la presión atmosférica. Se puedealcanzar esta presión máxima de vapor en un vaporizador,pues la atmósfera que está por encima del líquido tiene unvolumen limitado. Es posible incluso alcanzar una satura-ción de esta atmósfera si la corriente gaseosa que atraviesael vaporizador es suficientemente pequeña en comparacióncon la volatilidad del líquido anestésico. Por el contrario, sila atmósfera es ilimitada (evaporación al aire libre) o si elvaporizador es barrido por una corriente gaseosa impor-tante, la evaporación es total; continúa hasta que todo ellíquido se ha transformado, ya que no se puede alcanzarninguna presión de saturación. Se dice que un vapor es seco cuando en su continente no exis-te su fase líquida correspondiente. Se dice que un vapor essaturante (o húmedo) cuando en su continente está en equi-librio con su fase líquida. La presión (o tensión) de vaporsaturante es la presión (y por tanto, la concentración) máxi-

ma de gas que puede existir en contacto con la fase líquida.Siendo la presión de vapor saturante de halotano de241 mmHg a 20 °C y 760 mmHg, la concentración máximade anestésico que se puede alcanzar por evaporación es de

241 ——— x 100 = 31,7 vol. %760

Esta presión máxima depende de la naturaleza del líquido(es tanto mayor cuanto más fácilmente se evapora el líqui-do) y de la temperatura (aumenta con ella). Por supuesto,la presión de vapor seco es siempre inferior a la presión devapor saturante. La vaporización de un agente anestésico está facilitada por unpunto de ebullición bajo, una gran presión de vapor saturante, uncalor latente de vaporización pequeño, un importante arrastre delvapor por el gas vector, una gran superficie de evaporación y unatemperatura elevada. La ebullición se produce cuando la presión de vapor es iguala la presión que soporta el líquido, normalmente la presiónatmosférica. La temperatura permanece constante durantetoda la ebullición (lo mismo ocurre durante la fusión o lasolidificación: así, estos puntos sirven como temperatura dereferencia). La temperatura de ebullición es característicade un cuerpo puro y permite identificarlo. El calor latente define un calor de cambio de estado físico(fig. 1). Se denomina calor latente de vaporización a la canti-dad de calor necesaria, por unidad de masa de un cuerpopuro, para pasar del estado líquido al estado de vapor satu-rante sin que varíe la temperatura. Este calor se libera denuevo durante el proceso de licuefacción, es decir, delretorno del estado gaseoso al estado líquido (calor latentede condensación). El calor latente de vaporización repre-senta la energía de separación molecular, es decir, la ener-gía que se requiere para vencer las fuerzas de interacciónmolecular. Varía con la temperatura del líquido: es tantomenor cuanto mayor sea ésta última (hasta llegar a la tem-peratura crítica, a la que el líquido se transforma espontá-neamente en vapor; entonces el calor latente de vaporiza-ción es nulo). Si este calor no es suministrado por una fuen-te externa, la temperatura del líquido desciende y la pre-sión del vapor disminuye. En definitiva, el elemento funda-mental de la evaporación es el calor y, por extensión, lafuente de calor. La vaporización se puede producir a cualquier temperatu-ra. La cantidad de calor necesaria es la suma de c1 + c2:— cantidad de calor requerida para alcanzar el punto deebullición (c1) = masa x calor específico líquido x (tempe-ratura de ebullición – temperatura actual);— calor latente de vaporización de esta masa en el punto deebullición (c2) = masa x calor latente de vaporización. De esta forma, la cantidad de calor necesaria para evaporar1 g de halotano a 20 °C es:(c1) = 1 x 0,19 x (50,2 – 20) = 5,73(c2) = 1 x 35,2 = 35,2

————40,93 calorías

El hecho de que el calor latente esté indicado para una tem-peratura dada simplifica el cálculo en la medida en que yase ha tenido en cuenta la cantidad de calor necesaria paraalcanzar el punto de ebullición. La licuefacción de un gas se puede obtener mediante refri-geración, compresión o ambos. Al enfriar un gas, la energía cinética de las moléculas dis-minuye, las fuerzas de interacción molecular aumentan, lasmoléculas se aproximan y el volumen ocupado por el gasdisminuye. Su comportamiento se aleja progresivamente

36-100-A-10

del de un gas perfecto y cada vez sigue menos las leyes quelo rigen. Por último, las moléculas se aproximan lo sufi-ciente para que el gas se transforme en líquido. Así, se puede licuar un gas comprimiéndolo con una pre-sión suficiente, siempre y cuando se disminuya su tempera-tura por debajo de un valor crítico, específico de cada gas:es la temperatura crítica. Por encima de esta temperatura, laenergía cinética de las moléculas es demasiado grande enrelación con sus fuerzas de interacción para permitir unalicuefacción por compresión. La temperatura crítica es latemperatura a la que el calor latente de vaporización sehace nulo. La presión crítica es la presión necesaria paralicuar un gas a su temperatura crítica. El oxígeno, cuya temperatura crítica es netamente inferiora la temperatura ambiente, está siempre en forma de gas (atemperatura ordinaria), cualquiera que sea la presión de labombona; por tanto, ésta última puede funcionar en cual-quier posición. Al ser las temperaturas críticas del N2O, delCO2 y del ciclopropano superiores a la temperaturaambiente, estas sustancias están en estado líquido dentro delas bombonas, que deben funcionar, por tanto, exclusiva-mente en posición vertical. Las temperaturas críticas deléter, del halotano, del enflurano y de los demás anestésicosvolátiles sobrepasan lo suficiente la temperatura ambientepara que estos agentes se encuentren en estado líquido apresión ambiente. Estas consideraciones permiten proponer una definición más preci-sa de un vapor: es una sustancia que por debajo de su temperatu-ra crítica se encuentra en estado gaseoso. La masa volúmica es la masa de la unidad de volumen de unasustancia; depende de la temperatura. La masa volúmica deun gas o de un vapor es el peso en gramos de un litro deeste gas o vapor. La densidad de un gas o de un vapor es larelación entre su peso y el del mismo volumen de aire, encondiciones idénticas de temperatura y de presión. Todoslos anestésicos inhalatorios actuales, excluyendo el etileno,son más pesados que el aire, y se propagan por esto endirección al suelo.

Gases y vapores: relaciones presión-volumen-temperatura

Una masa gaseosa se define en particular por tres magnitu-des (volumen, presión y temperatura) estrechamente rela-cionadas por leyes simples, válidas para los gases perfectos.

Relación volumen-presión, a temperatura constante:ley de Boyle-Mariotte

Sucesivamente, Boyle (1662) y después Mariotte (1676)precisaron esta relación. A temperatura constante, el volumen de una determinada masa degas es inversamente proporcional a la presión.

kV = ——

PAsí, cuando se ha utilizado la mitad del contenido de oxí-geno de una bombona, el gas restante ocupa un volumendos veces superior a aquel del que disponía anteriormente.Debido a esto, la presión bajará la mitad en relación con lapresión inicial. En el caso del oxígeno, y contrariamente alN2O, al CO2 y al C3H6, la medida de la presión en una bom-bona constituye también una medida del contenido. La representación gráfica de la ley de Boyle-Mariotte es unahipérbola equilátera denominada curva isoterma, específi-ca de una temperatura determinada. El conjunto de curvasconstituye la red de isotermas de un gas (fig. 2).

Relación presión-temperatura, a volumen constante

Según las obras consultadas, esta relación constituye la leyde Charles (1798) o bien la ley de Gay-Lussac (1802). A volumen constante, la presión de una determinada masa de gases proporcional a su temperatura absoluta. A volumen constante, una cantidad dada de gas aumenta en1/273 la presión que ejerce a 0 °C por cada grado Celsius de ele-vación de la temperatura.

1 tPt = Po x ——— x T = Po (1 + ———)

273 273Pt = presión a t °CPo = presión a 0 °C

1—— = coeficiente de aumento de presión del gas a volumen273 constanteT = temperatura absolutaLa representación gráfica (fig. 3) es una línea denominadacurva isocora, específica de un volumen determinado.

Relación volumen-temperatura, a presión constante

Según las obras consultadas, esta relación constituye la leyde Gay-Lussac (1802) o la ley de Charles (1798). A presión constante, el volumen de un gas es proporcional a su tem-peratura absoluta. A presión constante, una cantidad determinada de gas aumenta en1/273 el volumen que ocupa a 0 °C, para cada grado Celsius deelevación de la temperatura.

1 tVt = Vo x ——— x T = Vo (1 + ———)

273 273Vt = volumen ocupado a t °CVo = volumen a 0 °C

1—— = coeficiente de dilatación del gas a presión constante273 T = temperatura absolutaLa representación gráfica (fig. 4) es una línea denominadacurva isobara, específica para una determinada presión.

1 Calor latenteAl calentar un líquido, se aumenta la energía cinética de sus molé-culas y por tanto su temperatura. Cuando se alcanza el punto deebullición, el calor suministrado no aumenta más la temperatura,puesto que ya no sirve para aumentar más la energía cinética de lasmoléculas, sino para romper las fuerzas de interacción molecular.Éste calor requerido para transformar un líquido en vapor duranteel período de temperatura constante constituye el calor latente devaporización. A partir del momento en el que todo el líquido se hatransformado en vapor, el calor suministrado aumenta la energíacinética de las moléculas de vapor y, por tanto, su temperatura.Durante la transformación sólido-líquido se desarrollan fenómenosanálogos. Hay que resaltar que para 1 g de agua hay que propor-cionar 80 calorías para transformar el hielo en agua, 100 caloríaspara pasar del punto de fusión al punto de ebullición y 540 calo-rías para su transformación en vapor.

Calor latente de vaporización

vaporización

licuefacción

solidificación

fusión

líquido +va

por

líqui

do

sólid

o

vapor

calor latente de fusión

sólido +

líquido


página 5

Ley de Avogadro (1811)

En las mismas condiciones de temperatura y de presión, volúmenesiguales de cualquier gas encierran el mismo número de moléculas.En las condiciones estándar de temperatura (= 0 °C = 273 °K) y depresión (= 760 mmHg = 101 kPa), un mol de cualquier gas ocupaun volumen igual a 22,414 litros. A 0 °C y 760 mmHg, una molécula-gramo de un anestésicovolátil se transforma en 22,414 litros de vapor STPD.1 g de anestésico líquido se transforma en

22,414 ————————— 1 000 ml de vapor STPDpeso molecular

1 ml de anestésico líquido se transforma en22,414 x densidad del líquido

————————————————— x 1 000 ml de vapor STPDpeso molecular

Así, 197,4 g de halotano líquido se transforman en 22,414litros de vapor STPD.A 20 °C, este volumen pasa a:

2022,414 (1 + ———) = 24,056 litros

27337

y a 37 °C a 22,414 (1 + ———) = 25,452 litros273

Sin embargo, mientras que a 0 °C 1 ml de vapor contiene8,81 mg de halotano, sólo contiene 8,21 mg a 20ºC y a 37 °Cno contiene más que 7,76 mg. A 0 °C, 1 g de halotano se transforma en 113,5 ml de vapor,a 20 °C en 121,9 ml y a 37 °C en 128,9 ml de vapor.A 0 °C, 1 ml de halotano se transforma en 211,1 ml devapor, a 20 °C en 226,6 ml y a 37 °C en 239,7 ml de vapor.Recurrir a la relación densidad del líquido/densidad devapor permite también calcular que 1 ml de halotano líqui-do produce a 20 °C

1,860 x 1 000————————— = 226,6 ml de vapor

8,21 Una mezcla de halotano a 1 vol. %, 0 °C y 760 mmHg con-tiene 1 ml de vapor para 100 ml de mezcla gaseosa, es decir,8,81 mg de halotano. A 20 °C, 100 ml de mezcla contienensólo 8,21 mg y a 37 °C, 7,76 mg, aunque esté siempre a 1vol. %. Además, si esta mezcla está saturada de vapor deagua, la cantidad de halotano presente en 100 ml de mez-cla a 1 vol. % se reducirá aun a

760 – 477,76 x (——————) = 7,28 mg

760

Ecuación de los gases perfectos

Se denomina gas perfecto a un gas ideal que obedecería rigu-rosamente a las leyes matemáticas simples establecidas porBoyle, Mariotte, Charles y Gay-Lussac a partir de los datosexperimentales relativamente imprecisos de la época. Ungas tiende hacia el estado de gas ideal cuando su densidady la energía de la unión (interacción molecular) tiendenhacia cero. En realidad, cuando por ejemplo la presiónaumenta (y por consiguiente, la densidad), las moléculas seacercan entre sí y las uniones intermoleculares intervienen.Se aleja así cada vez más del estado perfecto. El gas real tiene un comportamiento propio. Ningún gasreal sigue rigurosamente las leyes enunciadas previamente;ninguno tiene un coeficiente de dilatación estrictamenteigual a 1/273. Las energías de interacción, aunque débiles,producen efectos mensurables. Un gas real se aleja tantomás del estado de gas perfecto cuanto que su peso molecu-lar aumenta, su presión se eleva y su temperatura disminu-ye, y por tanto se acerca a las condiciones de licuefacción, yviceversa. No obstante, por las necesidades de la práctica aneste-siológica, se considera que los gases reales y los vapores se compor-tan como gases perfectos.La combinación de las leyes de los gases conduce a la ecua-ción de estado de los gases perfectos:

PV—— = constanteT

En el caso de un mol de gas a 0 °C y 760 mmHg, esta cons-tante se representa por:

PV = RT

36-100-A-10

2 Ley de Boyle-MariotteIsotermas de un gas perfecto.

3 Relación presión-temperatura a volumen constante.

4 Relación volumen-temperatura a presión constante.

en el sistema MKSA, R = 8,31 julios/mol/grado Kelvin. V esel volumen ocupado por un mol de gas, a la presión P y a latemperatura absoluta T. En presencia de n moles, la ley seescribe así:

PV = nRTEsta ley se representa gráficamente en forma de hipérbolasequiláteras (una para cada valor de temperatura), cuyo con-junto constituye la red de isotermas de un gas perfecto (fig. 2). Las isotermas permiten precisar la relación presión-volumen-temperatura de un gas o de un vapor*.Para los gases reales, la ecuación de estado se complica. Lared de isotermas de un gas real (fig. 5) no tiene el trazadosimple de la de un gas perfecto. Las isotermas permiten precisar la relación presión-conte-nido de las bombonas de gas cuando éstas se vacían deforma isotérmica a temperatura ambiente. Las condicionesisotérmicas se consiguen cuando el flujo de la botella no esdemasiado alto. Si, al contrario, la expansión o la compre-sión de un gas se hacen sin intercambio de energía con elambiente, el proceso se denomina adiabático. Los agentes como el protóxido de nitrógeno y el ciclopro-pano, cuyas temperaturas críticas son superiores a la tem-peratura ambiente, se encuentran en las bombonas enforma de líquido, sobre el que está el vapor correspondien-te. La presión en el cilindro no es proporcional a la canti-dad de anestésico que contiene. Para conocer de forma pre-cisa el contenido de una bombona que contiene un agentelíquido, hay que pesarla y restarle el peso de la botella vacía. Para agentes como el oxígeno, cuya temperatura crítica estánetamente por debajo de la temperatura ambiente, la bom-bona sólo contiene gas. Su contenido es proporcional a lapresión que hay en el interior (contenido = volumen de labombona x presión interior).

Curva de presión de vapor

Cuando el vapor está en equilibrio con el líquido corres-pondiente, se lo denomina vapor saturante. Su presión seconoce como presión o tensión de vapor saturante para unatemperatura determinada. Corresponde a la porción hori-zontal de la isoterma. La relación gráfica entre la presión yla temperatura para esta porción horizontal constituye lacurva de presión de vapor (fig. 6). La curva de presión devapor determina la concentración máxima de vapor quepuede producir un vaporizador a una determinada tempe-

ratura. Es un concepto fundamental para concebir y evaluarun vaporizador. A una temperatura y una presión determinadas, el líquidoy su vapor están en equilibrio. Si la temperatura aumenta,el equilibrio se rompe; una porción suplementaria de líqui-do se evapora hasta que la presión de vapor aumenta yalcanza un nuevo punto de equilibrio. Si la temperaturabaja, el vapor se condensa hasta que la presión de vapor des-cienda y alcance una nueva presión de equilibrio. Cuando se abre el recipiente en el que el líquido y el vaporestán en equilibrio (ya se trate de una bombona o de unvaporizador), el vapor escapa al exterior y su presión dismi-nuye por debajo de su presión de vapor saturante. Para res-tablecer el equilibrio roto, se evapora líquido hasta que lapresión parcial alcanza la presión de vapor saturante. Elcalor necesario para esta evaporación proviene del líquido,cuya temperatura, por tanto, va a bajar.

* El volumen de un gas puede expresarse en litros o en moles de tres formasdiferentes. La ecuación de los gases perfectos permite efectuar la transfor-mación de una forma a otra. En física, el volumen se define en la forma STPD (standard, temperature, pres-sure, dry). Son las condiciones denominadas normales o estándar: la presiónes la presión atmosférica, la temperatura el 0 absoluto y el gas es seco. Enestas condiciones, un mol de gas ocupa 22,414 litros. En fisiología, se utilizan también las condiciones ATPS y BTPS. Las condi-ciones ATPS (ambient, temperature, pressure, saturated) conciernen a la tem-peratura, la presión y la saturación en humedad del ambiente. Se utilizan,por ejemplo, en la espirometría. Por el contrario, en los pulmones el airese calienta y se satura completamente de agua. En estos casos se utilizan lascondiciones BTPS (body, temperature, pressure, saturated). La siguiente formu-lación de la ecuación de estado de los gases permite efectuar las conver-siones:

P x V P1 x V1———— = ——————

T T1

(PB – PH2O) x volumen (ATPS) 273Volumen (STPD) = ————————————————————— x —————

273 + t 760

(PB – PH2O) x volumen (ATPS) 273 + 37Volumen (BTPS) = ————————————————————— x —————

273 + t PB – 47

PB = presión barométrica (mmHg)t = temperatura ambiente (°C)PH2O = presión de vapor de agua del gas (mmHg)

5 Isotermas de un gas realA temperaturas que sobrepasan netamente la isoterma de tem-peratura crítica (línea azul señalada con las siglas i. t. c.), las iso-termas (t1 > t2 > t3…) son hipérbolas equiláteras, y el comporta-miento es el de un gas perfecto. En isotermas inferiores a la tem-peratura crítica el agente puede existir, en función de su volumeny de la presión, en forma de vapor, de líquido o como una mezclade ambos. Cuando el vapor se condensa en líquido, las isotermasse hacen horizontales, ya que en este caso una disminución devolumen no aumenta la presión. Sólo a partir del momento en queel volumen ha disminuido lo suficiente para transformar todo elvapor en líquido, la presión aumenta. En la zona que engloba las porciones horizontales de las isoter-mas (delimitada por una línea punteada) coexisten el líquido y suvapor, estando en equilibrio el uno con el otro. A su izquierda, ybajo la isoterma de temperatura crítica, el agente existe única-mente en forma líquida. Las isotermas correspondientes subenverticalmente, porque la compresión de un líquido (que es, pordefinición, incompresible) genera grandes presiones. A la derechade la zona donde el líquido y el vapor coexisten y bajo la isoter-ma de temperatura crítica, el agente está presente en forma devapor. La ley de los gases perfectos se puede utilizar para apre-ciar el comportamiento de este vapor. Como ejemplo se puede citar el caso de la bombona de protóxi-do de nitrógeno. Al comenzar a utilizarla, está casi llena de N2Olíquido (punto Q). A medida que el agente sale de la bombona,aumenta el volumen de que dispone el vapor. Mientras existe unafracción líquida, la presión del vapor correspondiente permanececonstante: es la porción horizontal de la isoterma. Después,cuando toda la fracción líquida se ha transformado en vapor y elcilindro sólo contiene vapor, la presión disminuye proporcional-mente a la cantidad de vapor que contiene.

Líquido

y vapor

Vapor

GasQ

Líq

uid

o

Volumen

Pre

sión


página 7

En el caso del halotano, si el aporte de calor es suficientepara subir su temperatura a 50 °C, el líquido va a hervir, yaque su presión de vapor saturante se aproxima entonces ala presión atmosférica. El punto de ebullición es la tempe-ratura a la que la presión de vapor de una sustancia es iguala la de la presión exterior, que habitualmente es la presiónatmosférica. La mayoría de las veces, los vapores con pro-piedades anestésicas provienen de líquidos cuyo punto deebullición es inferior a 60 °C.

Mezcla de gases – Presiones parciales –Ley de Dalton (1801)

En una mezcla gaseosa, cada gas ejerce la presión (= presión par-cial) que ejercería si ocupara solo el volumen total. La presión ejercida por una mezcla de diversos gases depen-de del número total de moléculas, y no de que éstas perte-nezcan a un gas determinado (es decir, de su naturaleza).Cada gas ejerce una presión parcial en relación con el núme-ro de sus moléculas. La suma de presiones parciales de cadagas representa la presión de la mezcla de gases. La presión parcial de un gas (P) es igual a su concentraciónfraccionaria (F) multiplicada por la presión ambiente, esdecir, la presión barométrica (PB). De esta forma:

PO2= FO2

x PBLa concentración fraccionaria F (o fracción molar) seexpresa como una fracción y no como un porcentaje:

% concentración = F x 100Una concentración del 100% se expresa como 1 y una con-centración del 50% se expresa como 0,5. Si la concentración de oxígeno en el aire inspirado es de20,93%, su presión parcial es:

PI02= 0,2093 x 760 = 159 mmHg

= 0,2093 x 101 = 21,14 kPaLa ley de Dalton, que tiene una precisión suficiente parapresiones cercanas a la atmosférica, no se verifica a las altas

presiones que hay en las bombonas de CO2 y de N2O. En una bombona que contiene N2O a 50 kg/cm2 de pre-sión, la adición de O2 de manera que se eleve la presión a100 kg/cm2 no produce una mezcla O2/N20 del 50%. Dadala compresión del N2O por el O2 añadido, la concentraciónfraccionaria de N2O será ligeramente inferior al 50%. Lasconcentraciones realmente administradas dependen de losvolúmenes introducidos en la bombona.

Solubilidad de los gases y de los vapores– Ley de Henry (1803)

La solubilidad de los gases y vapores en la sangre y los teji-dos tiene un papel fundamental en la farmacocinética delos anestésicos inhalatorios. El efecto de agentes muy solu-bles se produce más lentamente que el de los agentesmenos solubles, ya que se debe administrar una cantidadmayor de dicha sustancia para que se alcance la concentra-ción cerebral necesaria. La ley de Henry describe la disolución de un gas en unlíquido con el que no reacciona, siempre y cuando la pre-sión no sea demasiado elevada ni la temperatura demasiadobaja. No se aplica a los vapores, que, en estado líquido, sonextremadamente miscibles con el solvente (por ejemplo:éter en aceite de oliva). La cantidad de gas (C) que se disuelve en un líquido es directa-mente proporcional a la presión parcial del gas en la superficie dellíquido (P). La constante de proporcionalidad (k), se relaciona conla solubilidad del gas en el líquido. La administración de una mezcla N2O/O2 en una propor-ción 4/1 para inducir una anestesia produce una presiónparcial de N2O (pN2O) que tiende a los 600 mmHg. En lasangre, la presión parcial del nitrógeno (pN2) tiene idénti-co valor. Como la pN2O en sangre es igual a cero, el N2O sedisuelve rápidamente en la sangre, mientras que una parteequivalente de nitrógeno se expulsa en el aire espirado. Laanestesia se establece más rápidamente si se impide,mediante un circuito anestésico adecuado, la reinhalacióndel aire espirado que contiene nitrógeno. La constante de proporcionalidad, todavía denominadacoeficiente de solubilidad, es específica de un gas, de unlíquido y de una temperatura determinados. Habitual-mente, disminuye cuando la temperatura aumenta. En rea-lidad, el aumento de la temperatura incrementa la energíacinética de las moléculas, que permanecen más fácilmenteen estado gaseoso y tienen menos tendencia a entrar ensolución. El fenómeno inverso se observa en los sólidos,cuya disolución está facilitada por el aumento de tempera-tura. El coeficiente de solubilidad se expresa en un gran númerode unidades, lo que produce cierta confusión. El coeficiente de Bunsen (α) es el volumen de gas STPD (0 °C,760 mmHg) disuelto por unidad de volumen de solvente ala temperatura del ensayo y a una presión parcial de unaatmósfera.El coeficiente de Ostwald (λ) es el volumen de gas disuelto, ala temperatura y a la presión a las que se produce la disolu-ción, por unidad de volumen de solvente. El coeficiente de partición o de distribución es la relación entreel número de moléculas de un gas en una fase y el númerode moléculas de gas en otra fase, cuando se alcanza el equi-librio entre ambas fases. Si una fase es un gas y la otra unlíquido, el coeficiente de partición líquido/gas es idéntico

36-100-A-10

6 Curvas de presión de vapor.

Concentración de saturación (Vol. %)

Punto de ebullición

Éter

divi

nílic

o

Éter d

ietílic

o

Halotano

Enflurano

Metoxiflurano

Temperatura (°C)

Pre

sión

de

vap

or (m

m H

g)

al coeficiente de Ostwald. También se utiliza para describirla distribución entre medios como aceite/agua, cerebro/san-gre y otros. El coeficiente de partición es también específi-co para una temperatura determinada. Cuando en un recipiente que encierra mitad sangre y mitadaire se introduce un agente anestésico y, una vez equilibra-dos, el 40% del gas se encuentra en la fase sanguínea y el60% en la fase gaseosa, el coeficiente de partición san-gre/gas de este agente es 4/6 ó 0,66. Cuanto mayor es elcoeficiente de partición sangre/gas, más soluble es el agen-te anestésico en sangre y la inducción es más lenta. En efec-to, la velocidad de inducción está condicionada por la velo-cidad de aumento de la presión parcial alveolar del anesté-sico. Una gran solubilidad en sangre favorece la penetra-ción del anestésico en la circulación pulmonar y se opone asu acumulación en los alvéolos. El coeficiente de particiónaceite/agua debe ser bajo, para impedir el almacenamien-to lipídico y reducir así el tiempo requerido para la elimi-nación del anestésico.

** *

Teniendo en cuenta los elementos antes expuestos, se puedeintentar definir las propiedades físicas ideales de los agentesanestésicos inhalatorios.

• El gas anestésico ideal es fácil de licuar, para que permanezcalíquido a presiones poco elevadas y se pueda conservar en unabombona liviana y poco costosa. Además, tiene una presión devapor suficientemente grande para que la refrigeración producidapor la evaporación no disminuya demasiado la presión en la bom-bona. • El anestésico volátil ideal tiene un punto de ebullición superiora la temperatura ambiente, para que no sea demasiado volátil. Noobstante, este punto de ebullición no debe sobrepasar los 60 °C,pues si no la presión de vapor sería demasiado baja a temperatu-ra ambiente. En tal caso, no se podrían alcanzar concentracionessuficientes para obtener una anestesia correcta, a menos que setratara de un anestésico especialmente potente. • Por último, los coeficientes de solubilidad sangre/gas y acei-te/agua deben ser poco elevados.

36-100-A-10 FÍSICA DE LOS GASES Y LOS VAPORES APLICADA A LA ANESTESIA INHALATORIA Anestesia

Cualquier referencia a este artículo debe incluir la mención: OTTENI JC,BOYER C, DIEBOLT JR et DUMITRESCO BE. – Physique des gaz etvapeurs appliquée à l’anesthésie par inhalation. – Encycl. Méd. Chir.(Elsevier, Paris-France), Anesthésie, 36-100-A-10 et B-10, 8 p.

Bibliografía

fisica de los gases

Documents