CAPÍTULO 1

LEYES DE LOS GASES Y ANESTESIA

Antonio Villalonga Morales Servicio de Anestesiología yReanimación. Hospital universitario Dr Trueta. Girona.

El autor de este capítulo acepta generosamente la difusión de su material pero se confía en que, aquellos que lo utilizen, citen la fuente de la siguiente manera : “Antonio Villalonga Morales – Capítulo 1: Leyes de los gases y anestesia – Curso 1 de la CEEA (antigua FEEA) – Centro Cataluña”

Antes de referir las leyes de los gases conviene conocer una información básica de una serie de conceptos como son la teoría molecular de la materia, los gases perfectos, las magnitudes volumen, temperatura y presión y sus unidades, cuales son las escalas de temperatura y a que se denomina cero absoluto y la hipótesis y el número de Avogadro.

Teoría molecular de la materia La materia está constituida por moléculas que pueden existir en diversos estados o fases

de agregación: sólido, líquido y gaseoso. 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. Si se aumenta el volumen en el que el gas está contenido disminuye el número de choques moleculares sobre la pared y consecuentemente la presión. Si 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 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 temperaturas y presiones muy pequeño, dado que muchos de ellos a temperaturas ambientales son líquidos. Al referirnos a los gases hemos de considerar las magnitudes físicas principales implicadas: volumen, temperatura y presión, también habrá que considerar la cantidad de gas.

Volumen Se puede expresar de tres formas distintas:

1. Volumen ocupado por el gas (V). Su unidad en el Sistema Internacional (SI) es el m3, también se utiliza el L. 1m3 = 1000 L 2. Volumen específico (v). Volumen ocupado por unidad de masa de gas en condiciones dadas de temperatura y presión. Su unidad en el SI es el m3/Kg, también se utiliza el L/g. 3. Volumen molar (Vm). Su unidad en el SI es el m3/mol, también el L/mol.

Temperatura Existen varias escalas de temperatura:

Centígrada o Celsius (ºC): toma como valor cero la temperatura de congelación del agua y como valor 100 el de su ebullición a 760 mmHg. Absoluta o Kelvin (ºK): 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 -273,16ºC, mientras que el cero centígrado coincide con 273,16ºK. Ambas escalas son equivalentes. Es la escala del SI.

Fahrenheit (ºF): toma como valor 32 grados la temperatura de congelación del agua y 212 grados al punto de ebullición del agua (a 760 mmHg). Conversión de escalas: ºK = ºC + 273 ºC /5 = (ºF-32) /9

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 alta, desde entonces se utiliza el mmHg como unidad de presión. A ese valor de presión se le denominó también atmósfera, es decir, la presión de 1 atmósfera es igual a 760 mmHg. 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: 1 atm = 760 mmHg = 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 atm = 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 mmHg = 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 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, este hecho 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 término 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 de moléculas, conocido por número de Avogadro que es igual a 6,02·1023 moléculas.

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.

LEY DE BOYLE-MARIOTTE Estos autores estudiaron la compresibilidad de los gases a finales del siglo XVII, su ley

dice: El volumen de una determinada masa de gas seco, a temperatura constante, varía de modo inversamente proporcional a la presión a la cual se le somete.

P V = K (T constante) La expresión gráfica de la ley de Boyle-Mariotte es una hipérbola equilátera. La Fig.1 muestra la representación para tres temperaturas diferentes T1, T2, T3 (curvas isotérmicas de temperatura constante). P T = cte. T3 T2 T1 V

Fig. 1. Representación de un gas que cumple la ley de Boyle-Mariotte.

Podemos ilustrar esta ley con una jeringa, que de hecho si tapamos su pico es un sistema de cilindro y pistón, si contiene por ejemplo 10 ml de aire sin estar sometida a otra presión que la atmosférica, un aparato que nos midiera la presión interna marcaría 0 de presión relativa, o lo que es lo mismo 1 atmósfera de presión absoluta, si ejercemos una presión hasta conseguir reducir el volumen de aire a la mitad, el medidor de presión marcará 1 atmósfera, lo que corresponde a 2 atmósferas absolutas.

Resumiendo, 1 atm x 10 ml = 2 atm x 5 ml En definitiva, Pi Vi = Pf Vf

donde Pi , Vi , Pf , V f son las presiones y volúmenes iniciales y finales respectivamente.

LEY DE CHARLES En 1787 Jack Charles experimentando con gases a presión constante encontró que todos

los gases, a igualdad de volumen, experimentan el mismo aumento de volumen por cada grado de aumento de la temperatura. Es decir, el volumen de una cantidad de gas dada, a presión constante, es directamente proporcional a la temperatura expresada en grados absolutos (Kelvin). Ver Fig. 2.

V V / T = K (P constante)

P = cte. -273 0 T ºC

Fig. 2. Representación gráfica de la ley de Charles.

Cuando se mantiene a presión constante el gas, el aumento o disminución de volumen del gas a 0ºC por cada grado que aumenta o disminuye la temperatura es de 1/273 del volumen que tiene a 0ºC. De lo anterior se deduce que si 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.

LEY DE GAY LUSSAC En 1802 Joseph Louis Gay Lussac corroboró las observaciones de Charles, pero

trabajando a volúmenes constantes. Observó que cuando se calienta una masa gaseosa que está a 0ºC manteniendo su volumen constante, la presión del gas aumenta 1/273 del valor de la presión a 0ºC por cada grado que aumenta la temperatura. Es decir, la presión de un gas a volumen constante es directamente proporcional a la temperatura en grados absolutos. Ver Fig.3.

P P / T = K (V constante) V = cte. -273 0 T ºC

Fig. 3. Representación gráfica de la ley de Gay Lussac.

ECUACION GENERAL DE LOS GASES Correlacionando las leyes de Boyle-Mariotte, Charles y Gay Lussac se puede inferir que:

P V / T = K Para una misma masa gaseosa, los valores iniciales y finales de sus variables conforman una constante cuyo valor se ve reflejada en la ecuación general de los gases: Pi Vi / Ti = Pf Vf / Tf

ECUACION DE ESTADO PARA UN GAS IDEAL

La mayoría de los gases a temperatura ambiente y a la presión atmosférica se comportan como gases ideales y cumplen la ecuación de estado que relaciona su masa, volumen, presión y temperatura. La forma más conveniente de expresar la masa o cantidad de materia de gas es mediante el número de moles n = m/M. Se cumple que: PV / T = nR o lo que es lo mismo PV = nRT donde R es la constante universal de los gases cuyo valor en las distintas unidades es: R = 0,0821 atm·litro / ºK·mol = 8,31 J / ºK·mol = 62 mmHg·litro / ºK·mol ECUACION DE ESTADO DE VAN DER WAALS Los gases reales a temperaturas altas se comportan como los ideales, pero conforme baja la temperatura las desviaciones pueden ser muy pronunciadas. Hay dos razones para este comportamiento. Debe tenerse en cuenta el volumen ocupado por las moléculas del gas. Si V es el volumen del recipiente y b es el que ocupan las moléculas del gas, entonces V - b es el volumen vacío disponible para el gas. A medida que V disminuye para una cantidad dada de gas, la fracción del volumen ocupada por las moléculas aumenta. El segundo efecto importante se refiere a las fuerzas intermoleculares cuando las moléculas están muy próximas entre sí. Cuando las separaciones son pequeñas, las moléculas se atraen entre sí, como podía esperarse, ya que los gases se condensan para formar líquidos. Esta fuerza de atracción reduce la presión que las moléculas ejercen sobre las paredes del recipiente. Como consecuencia, la presión resultante es menor que la correspondiente a un gas ideal. Entonces, la presión P se reemplaza por una presión efectiva P + a / V2, en donde a es una constante que tiene un valor determinado para cada gas al igual que b. J. D. Van der Waals en 1873, propuso incorporar estos dos efectos a la ecuación de estado de los gases. La ecuación resultante se denomina ecuación de estado de Van der Waals y para un mol de gas es: (P + a / V

2) (V - b) = RT

CAMBIOS DE FASE. TEMPERATURA CRÍTICA. PRESIÓN CRÍTICA. La materia puede existir en tres formas: sólida, líquida y gaseosa. Muchas sustancias pueden existir en los tres estados dependiendo de la temperatura y de la presión. Las diferentes formas de la misma se denominan fases o estados. El ejemplo más familiar es el del agua: puede existir en forma de hielo, agua o vapor. Nosotros sabemos que, a la presión atmosférica, el agua cambia de sólida a líquida a la temperatura de 0ºC y de líquido a vapor a 100ºC. Estudiaremos a continuación lo que ocurre a presiones diferentes a la atmosférica. Para explicarlo nos ayudaremos de las gráficas de presión-volumen de la Fig. 4, en las que se proyectan curvas isotérmicas, o de temperatura constante, para un gas. P Punto crítico

Pc T1 LIQUIDO T2 T3 = cte. LIQUIDO VAPOR VAPOR T4 T5 Vc V

Fig. 4. Isotermas de un gas a diferentes temperaturas. Por debajo de la temperatura crítica, Tc, la sustancia podría estar en estado líquido, en el estado de equilibrio líquido-vapor, o bien en el estado gaseoso, dependiendo de la presión y del volumen.

Al estudiar la primera isoterma T1, que corresponde a la de mayor temperatura, cuando el gas se comprime disminuye su volumen V y aumenta la presión P, de forma que cumple la ley de Boyle-Mariotte y si es un gas ideal dicha isoterma corresponderá a una hipérbola equilátera (PV=K) . Al observar la isoterma T5, que corresponde a la de temperatura menor representada, vemos que por la derecha corresponde el mayor volumen y menor presión. Cuando V decrece en esa isoterma, P aumenta hasta que alcanza el área marcada por la curva de trazos discontinuos. En ese punto, parte del gas pasa a líquido, por lo tanto tendremos las dos fases líquida y gas a la misma temperatura y presión. El recipiente contendrá líquido en su parte inferior y el resto estará relleno de gas, que en este equilibrio líquido-gas se denomina vapor. Al seguir reduciendo el volumen V, la presión no aumenta. Sin embargo, se va transformando más cantidad de vapor en líquido. Conforme se desplaza esa isoterma a la izquierda la cantidad de líquido va aumentando hasta que se alcanza el lado izquierdo de la curva de trazo discontinuo, donde en ese punto no hay vapor pues todo ha pasado a líquido. Al seguir intentando reducir el volumen la presión se eleva de forma muy marcada, pues en ese momento se está intentando comprimir un líquido. El área marcada como LIQUIDO-VAPOR en la figura 4, indica una zona en la que el líquido y el vapor están en equilibrio. Si aumenta la temperatura, la zona de equilibrio es más pequeña (trazo horizontal de la isoterma), hasta que en la isoterma T3 desaparece. Esa temperatura se denomina temperatura crítica, Tc, y es la máxima a la que una sustancia puede licuarse aplicando presión. En otras palabras, por encima de esa temperatura la sustancia estará en fase gas a cualquier presión. La presión necesaria para licuar al gas que está a temperatura crítica se denomina presión crítica, Pc. En la Tabla 1 se muestran las temperaturas críticas de algunas sustancias junto con otros parámetros. Se puede apreciar que el óxido nitroso, N2O, tiene una Tc de 36ºC, por lo que puede ser licuado a temperatura ambiente si se aplica una presión de 51 atm. Por contra el oxígeno tiene una Tc de -119ºC por lo que no puede ser licuado a temperatura ambiente. Tabla 1. Temperatura crítica y otros parámetros de sustancias relacionadas con la anestesia.

Peso Molecular

Densidad a 20 ºC (g/ml)

Presión de vapor a 20ºC

Calor latente a 20ºC

Punto de ebullición (ºC)

Temp. crítica (ºC)

(mmHg ) (Cal/g) Cloroformo 119 1,49 160 64 61 260 Alcohol etílico 46 0,79 44 220 78 240 Eter dietílico 74 0,71 440 87 35 190 Halotano 197 1,86 243 35 50,2 Isoflurano 184,5 1,51* 239 41* 48,5 Agua 18 1 18 580 100 370 Anhídrido carbónico

44 0,00184 (56 atm) 35 31

Oxido nitroso 44 0,00184 (51 atm) -89 36 Aire 29 0,0012 -141 Oxígeno 32 0,00133 -119 Nitrógeno 28 0,00117 -147 * Valores a 25ºC En cualquier fase líquido-vapor en equilibrio (ver Fig. 4) solo hay un valor de presión posible para una temperatura dada. Esa se denomina presión de vapor, Pv, que siempre se incrementa con la temperatura. Por ejemplo, la presión de vapor del agua a 20ºC es 18 mmHg (2,4 KPa), a 37ºC es de 47 mmHg (6,3 KPa), y a 100ºC es de 760 mmHg (101,3 KPa) o 1 atm. La temperatura a la cual la Pv es igual a 1 atm se denomina punto de ebullición a la cual todo el líquido pasa a gas. El punto de ebullición como hemos visto depende de la presión atmosférica. Ahora bien, si ésta varía también variará la temperatura a la que entre en ebullición la sustancia. La temperatura de ebullición en este caso será aquella que su presión de vapor iguale a la presión atmosférica o ambiental. Con un ejemplo se entenderá mejor, en las grandes alturas del Himalaya la presión atmosférica es mucho menor que a nivel del mar luego el agua hierve mucho antes de alcanzar los 100ºC de temperatura, por contra, en el interior de una olla a presión se alcanzan presiones superiores a la atmosférica con lo que el agua hierve por encima de los 100ºC. Cuando el líquido pasa a vapor a una temperatura constante, desplazándose a la derecha a lo largo de una isoterma en la región LIQUIDO-VAPOR de la Fig.4, aumenta el volumen a presión constante, esto significa que está realizando un trabajo y para ello requiere calor, la cantidad de calor requerida por unidad de masa se denomina calor latente de vaporización, y está en función de la temperatura, cuando ésta aumenta es menor, llegando a ser cero a la temperatura crítica. Para el agua a 20ºC es 580 cal/g, mientras que a 100ºC es 540 cal/g. Este requerimiento de calor para la evaporación explica el que los vaporizadores de agentes anestésicos se enfríen con el uso. ALMACENAMIENTO DE GASES MEDICINALES Con el fin de almacenar la mayor cantidad o masa de un gas en una bombona con la máxima seguridad, aumentamos la presión (ley de Boyle) y disminuimos la temperatura (ley de Gay Lussac) hasta los límites permitidos. Si 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. Almacenamiento de oxígeno y óxido nitroso. El oxígeno no puede ser licuado a 20ºC pues esta temperatura está por encima de su temperatura crítica. Por lo tanto cuando una bombona de oxígeno está llena a 136 atm de presión, contiene el doble de oxígeno que cuando tiene una presión de 68 atm y cuatro veces más

que cuando está a 34 atm pues sigue las leyes de los gases perfectos PV = nRT. Sin embargo, el óxido nitroso a 20ºC es un vapor que puede ser licuado aplicando una presión de 51 atm. Si consideramos una bombona llena de óxido nitroso líquido, si se consume parte de N2O de la bombona, parte del líquido restante se evaporará, y la bombona quedará parcialmente llena de líquido y el resto con vapor. Pero la presión en la bombona permanecerá a 51 atm hasta que permanezca algo de líquido, pues si representamos este proceso en el esquema de la fig. 4 está ocurriendo en la línea horizontal de una isoterma, moviéndose hacia la derecha en la fase líquido-vapor. Cuando la presión comience a disminuir en la bombona eso significará que ya no queda líquido y que muy pronto se acabará, por ello la presión es un mal indicador del contenido de una bombona de protóxido. Anestésicos inhalatorios y vaporización ¿Que cantidad de halotano gas se puede obtener a partir de 1 ml de halotano líquido? Como el protóxido, el halotano es un vapor a temperatura ambiente, pero a diferencia del protóxido la presión de vapor a 20ºC es menor de 1 atm (en concreto 243 mmHg), lo que quiere decir que para tener todo el halotano en fase vapor a temperatura ambiente en un recipiente, tendríamos que reducir la presión interna a 243 mmHg (0,32 atm). Cuando se evapora 1 ml de halotano a 20ºC (293ºK) dará un volumen de vapor que lo podremos calcular por la ecuación de estado. Conocemos que 1 ml de halotano tiene una masa de 1,86 g, que el peso molecular del halotano es de 197 g/mol. A partir de aquí podemos saber el número de moles n de halotano que hay en 1 ml de halotano líquido n = 1,86 g / 197 g/mol = 0,0094 moles PV = nRT despejando V queda: V = nRT/P y sustituyendo V = 0,0094 moles x 0,0821 atm L/ºK mol x 273ºK / 1 atm = 0,210 L = 210 ml LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES En una mezcla de gases que no reaccionan entre sí, confinada a un volumen determinado, cada componente ejerce una presión igual a la que ejercería si ocupase como único gas todo el volumen, esta presión se denomina presión parcial. La presión total de la mezcla es igual a la suma de las presiones parciales de los gases que la componen. Este es el enunciado de la ley de Dalton que infiere que las presiones ejercidas por cada componente son proporcionales a las cantidades respectivas de los mismos en dicha mezcla. Por lo tanto: P = P1 + P2 + P3 ...

A nivel del mar la presión total ejercida por la mezcla de gases constituyentes del aire atmosférico es de 760 mmHg, esos gases son el oxígeno (21%), nitrógeno (79%) y en pequeñas proporciones gases raros y vapor de agua. Por consiguiente, de la presión atmosférica o barométrica PB a nivel del mar, 160 mmHg son ejercidos por el oxígeno y 600 mmHg por el nitrógeno. Esos valores son las presiones parciales de estos gases en el aire ambiental. En el gas alveolar, cuya presión total también es de 760 mmHg a nivel del mar, en cambio, las cantidades de anhídrido carbónico y vapor de agua son significativas, de forma que las presiones parciales de oxígeno y nitrógeno difieren de las del aire ambiental. El CO2

alveolar, en equilibrio con el de la sangre arterial, ejerce una presión de 40 mmHg (5,2%). El vapor de agua está saturando la mezcla de gases a la presión correspondiente a la temperatura de 37ºC, es decir, 47 mmHg (6,3%), por lo que las presiones correspondientes al oxígeno más la del nitrógeno equivalen al 88,5% restante, a diferencia del aire ambiental que suman prácticamente el 100%. A efectos prácticos se considera que en la ventilación pulmonar con aire a cualquier presión compatible con la vida, el 15% de la presión alveolar, PA, una vez restadas la del agua y

la del CO2 , la ejerce el oxígeno, si consideramos que las presiones de vapor de agua y de CO2 suman aproximadamente 90 mmHg tendríamos: PA O2 = (PB - 90 mmHg) 15/100 A nivel del mar la presión atmosférica, PB = 760 mmHg, por lo que: PA O2 a nivel del mar = (760 mmHg - 90 mmHg) 15/100 = 100 mmHg pero la presión atmosférica disminuye con la altura, por ejemplo, en la ciudad de Denver situada a 1600 m de altitud donde la presión barométrica normal es de 625 mmHg, por lo tanto: PA O2 a 1600 m de altitud = (625 mmHg - 90 mmHg) 15/100 = 80 mmHg

Anestesia y reanimación en altitudes en condiciones hipobáricas En la anestesia en altitudes se han de tener presente los cambios fisiológicos que ocurren

con la altitud y utilizar el oxígeno y los gases anestésicos guiándose por las presiones parciales y no por las concentraciones. Para conseguir valores de PO2 de seguridad se tendrá que aumentar más la FiO2 que si la anestesia fuera a nivel del mar. Así, si partimos de que una FiO2 de 0,3 es segura a nivel del mar, esto representa una PO2 inspirada de: PO2 inspirada = 0,3 · (760 mmHg – 47 mmHg) = 213,9 mmHg sin embargo, siguiendo con el ejemplo de la ciudad de Denver, con una FiO2 de 0,3 la PO2 inspirada es: PO2 inspirada = 0,3 · (625 mmHg – 47 mmHg) = 173,4 mmHg si se quiere obtener la misma PO2 inspirada que a nivel del mar, la FiO2 requerida en Denver será: FiO2 = 213,9 mmHg / (625 mmHg – 47 mmHg) = 0,37

En la ciudad de La Paz situada a 3600 m de altitud con presión barométrica de 490 mmHg se requiere una FiO2 de 0,48 para administrar una PO2 inspirada de 213,9 mmHg. En la tabla 2 se refieren las presiones barométricas y presiones parciales de oxígeno en relación con la altura y valores equivalentes en porcentajes de oxígeno a nivel del mar y porcentajes de oxígeno requeridos que habría que administrar para conseguir la presión inspirada de oxígeno equivalente a la del nivel del mar.

Tabla 2. Presiones barométricas y parciales de oxígeno en relación con la altura y valores

equivalentes en porcentajes de oxígeno a nivel del mar y los requeridos para conseguir la

presión inspirada de oxígeno equivalente a la del nivel del mar (149 mmHg).

Altitud Presión barométrica

PO2 inspirada

%O2 equivalente a nivel del mar

%O2 para obtener la PO2 inspirada a nivel del mar

Pies m mmHg mmHg % % 0 0 760 149 20,9 20,9

4000 1220 659 127 17,8 24,5 8000 2440 564 108 15,1 28,8

12000 3660 483 91 12,8 34,2 16000 4880 412 76 10,7 40,8 20000 6100 349 63 8,8 49,3 24000 7320 294 52 7,3 60,3 28000 8540 247 42 5,9 74,5 30000 9150 226 37 5,2 83,2 40000 12200 141 20 2,8 -

Hay que tener presente que el margen de seguridad para la hipoxia es menor debido a que

los valores de PaO2 en las altitudes es menor, la anestesia puede anular el reflejo de vasoconstricción hipóxica y la hipocapnia crónica da menor capacidad de amortiguar y tolerar la acidosis metabólica. La presión parcial de los vapores en contacto con sus respectivos líquidos depende de la temperatura y de las propiedades intrínsecas del líquido en cuestión. Un mismo vaporizador de anestésicos llevado a zonas montañosas da concentraciones mayores que a nivel del mar debido a la disminución de la presión ambiental. Por ejemplo, la presión de vapor del halotano a 20ºC es de 243,3 mmHg, lo que equivale al 32% de la presión total si ésta es de 760 mmHg. Sin embargo, a 2000 m sobre el nivel del mar la presión barométrica desciende a 600 mmHg aproximadamente, mientras que la presión de vapor del halotano no se modifica, por lo que los 243,3 mmHg constituyen a esa altura el 40% de la presión total, consecuentemente el rendimiento del vaporizador se habrá incrementado aproximadamente en un 20%, lo cual puede tener transcendencia clínica.

Las concentraciones alveolares mínimas (CAM) de los gases anestésicos aumenta con la altitud (ver tabla 3), sin embargo, no las presiones alveolares mínimas de los anestésicos, por ello el efecto de los gases anestésicos a cualquier altura es directamente proporcional a su presión parcial. La CAM del isoflurano que a nivel del mar es 1,2 % a 1500 m es 1,45%, ambas corresponden a la misma presión parcial alveolar de 9,1 mmHg. El óxido nitroso (N2O), conforme aumenta la altitud disminuye su eficacia de forma que por encima de los 3000 m es inadecuado administrarlo, pues para que tuviera alguna utilidad habría que reducir la FiO2 a niveles inaceptables.

Tabla 3. Variaciones de la concentración alveolar mínima (CAM) a diversas alturas y valores

de presión parcial alveolar mínima.

CAM % Presión parcial

alveolar mínima Agente Nivel del mar 1500 m 3000 m mmHg

Óxido nitroso 105 126,5 152,2 798 Éter etílico 1,92 2,31 2,78 14,6 Halotano 0,75 0,9 1,09 5,7 Enflurano 1,68 2,02 2,43 12,8 Isoflurano 1,2 1,45 1,73 9,1

Las concentraciones inspiradas de los gases anestésicos variarán según el vaporizador utilizado, la altura, la temperatura ambiental y el agente. Por todo ello, puede ser difícil predecir la concentración precisa que se administra con cada sistema, máxime si se tiene en cuenta que las regiones montañosas del mundo están principalmente en áreas subdesarrolladas donde predominan los vaporizadores por arrastre de gases (draw-over), que no tienen la precisión de los vaporizadores actuales. Si se utilizan medidores de flujo han de estar recalibrados, dado que el flujo es proporcional a la raíz cuadrada de la densidad del gas y ésta disminuye con la altura, sino darán flujos mayores de los que indican. En contraste con la anestesia inhalatoria, en general las dosis de fármacos anestésicos intravenosos (opiáceos, hipnóticos, bloqueantes neuromusculares, adyuvantes...), apenas varían con la altura. La anestesia regional por motivos de seguridad y economía es la preferible. Parece ser que la incidencia de cefalea postpunción dural es mayor en lugares altos. 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. 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 utilizan el coeficiente de solubilidad de Ostwald (λ) y el coeficiente de partición o distribución. Coeficiente de solubilidad de Ostwald (λλλλ): se define como el volumen de gas que se disuelve en la unidad de volumen de líquido a una temperatura determinada. Coeficiente de partición o distribución: pues describe la distribución de una sustancia entre dos fases. Se define como la relación entre las cantidades de gas disuelta en iguales volúmenes de dos fases a una temperatura determinada. Si 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 λ1 es el coeficiente tejido-gas y λ2 el coeficiente sangre-gas, λ1 / λ2 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.

DIFUSIÓN DE GASES. LEY DE GRAHAM La difusión es una de las formas de transferencia de materia en la que los desplazamientos o transferencias moleculares se hacen a expensas de movimientos intrínsecos propios de esas partículas, desde zonas de mayor concentración a otras con concentración menor. El gradiente de presión parcial del gas es equivalente al gradiente de concentraciones. La difusión se puede realizar entre sustancias puestas entre íntimo contacto, o también cuando entre ellas se interpone una membrana semipermeable. La difusión entre gases permite la mezcla entre ellos en un tiempo muy breve, mientras que cuando es con un líquido el tiempo es mucho mayor. Los movimientos moleculares están en relación directa a la temperatura y por lo tanto también la velocidad de difusión. De acuerdo con la teoría cinética de los gases, la velocidad de difusión es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de sus pesos moleculares, por ello las sustancias de peso molecular más bajo difunden más rápidamente. Estos conceptos los refiere la ley de Graham que dice que a iguales presiones parciales, la difusión de los gases es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de las pesos moleculares:

Difusión ∝ 1 / PM -2

Como la densidad de los gases está en relación directa a sus pesos moleculares, también se puede expresar la ley de Graham en relación a la densidad en lugar de los pesos moleculares:

Difusión ∝ 1 / δ -2

En las mezclas gaseosas la difusión de cada componente se hace independientemente de los demás y en relación con el gradiente de su presión parcial. Sin embargo, entre los líquidos la difusión obedece a las concentraciones de los mismos, esto constituye la ley de Fick. En la difusión de los gases del alvéolo hacia los tejidos influyen los siguientes factores:

- Peso molecular del gas (ley de Graham) - Gradiente alvéolo-capilar de presiones parciales del gas (ley de Fick) - Solubilidad del gas en agua (membrana alvéolo-capilar) - Solubilidad del gas en la sangre - Superficie alveolar total - Espesor de las membranas alvéolo-capilares - Temperatura - Diferencias de concentraciones

Todos estos factores se han de tener en cuenta al estudiar la velocidad de difusión relativa entre los distintos gases que pueden estar en el alvéolo durante la anestesia, pues si sólo aplicáramos la ley de Graham el resultado podría inducir a error. Por ejemplo, por esta ley sabemos que las velocidades de difusión del oxígeno y del óxido nitroso están en relación a sus pesos moleculares, por lo cual podemos calcular las velocidades de difusión relativas del uno al otro de la forma siguiente: PM O2 = 32 PM N2O = 44 Difusión O2 = 1/32

-2 = 0,177 Difusión N2O = 1/44-2 =

0,151 Difusión O2 / Difusión N2O = 0,177 / 0,151 = 1,17 Esto significa que el oxígeno difunde 1,17 veces más rápido que el óxido nitroso, no obstante, la influencia del conjunto de factores que intervienen en la difusión, hace que el óxido nitroso difunda 20 veces más rápido que el oxígeno. PROBLEMAS (En la Tabla 1 hay los datos necesarios para resolverlos)

1. Expresar en grados Farenheit la temperatura de 37,5ºC. 2. Expresar en grados centígrados la temperatura de 104ºF. 3. Un capnógrafo que muestre una presión de carbónico telespirado del 5% ¿a cuantos mmHg equivale? 4. ¿Un buceador de pulmón libre que se sumerge en el mar, a que profundidad se le reducirá el aire de sus pulmones a la mitad debido a la presión del agua?. Consideramos que no deja escapar aire, que la temperatura de dicho aire permanece constante y que la densidad del agua es 1g/cm3. 5. ¿Que volumen ocupará un gas a 37ºC si a temperatura ambiente ocupa 500 ml? Considerar que el gas está saturado de humedad a ambas temperaturas. La presión de vapor de agua a 20ºC es 22 mmHg y a 37ºC es 47 mmHg. 6. Una bombona de oxígeno está cargada a una presión de 135 atmósferas a la temperatura ambiente de 20ºC. Accidentalmente se eleva su temperatura hasta 60ºC ¿Hay riesgo de que explote sabiendo que puede soportar presiones de 200 atmósferas? 7. Calcular el volumen de 3,2 g de O2 a la temperatura de 0ºC y a la presión atmosférica. 8. Calcular la presión alveolar a 4000 m de altura sobre el nivel del mar cuando se respira aire ambiental y cuando se respira oxígeno al 100% sabiendo que la presión atmosférica a esa altitud es de 455 mmHg. 9. Se ha anestesiado a un paciente con isoflurano al 0,5% con un volumen minuto de 10 litros durante 1 hora. ¿Cuantos ml de isoflurano líquido se han gastado?. BIBLIOGRAFÍA 1. Barker SJ, Tremper KK. Physics in anesthesia. En: Barash PG, Cullen BF, Stoelting RK.

Clinical Anesthesia. 2ªed. Philadelphia: Lippincott, 1992;141-181. 2. Barry PW, Pollard AJ. Altitude illness. Br Med J 2003;326:915-919. 3. Basnyat B, Murdoch DR. High-altitude illness. Lancet 2003;361:1967-1974. 4. Collins VJ. Anestesiología. Interamericana: México, 1968. 5. Edmonds C, Lowry C, Pennefather J. Diving and subacuatic medicine. 3ª ed. Oxford:

Butterworth Heineman 1992. 6. Ehlert GW, Grande CM. Grandes altitudes. En: Grande CM, editor. Anestesia en el paciente

traumatizado y en cuidados críticos. Madrid: Mosby-Doyma, 1994; 1431-1437. 7. Hackett P, Rennie D. High-altitude pulmonary edema. JAMA 2002;287:2275-2278. 8. Healy TEJ, Harrison MJ, Thornton JA. Aids to Anaesthesia. 3ª ed. Edinburgh: Churchill

Livingstone, 1991. 9. Inoriza Belzunce JM, Estanyol Vilanova N, Robert Brunet M, Galán Sullivan R, Villalonga

Morales A. Fisiología respiratoria en situaciones especiales: buceo, grandes alturas y vuelos aeronáuticos y espaciales. En: Carrero E, Castaño J, Castillo J, Villalonga A, Gomar C y Fundación Europea de Enseñanza en Anestesiología eds. Fisiología aplicada a la anestesiología. 2ª ed. Madrid: Ergón, 2005.

10. Lumb AB. Nunn’s Applied respiratory physiology. 5ª ed. Oxford: Butterword Heinemann, 2000.

11. Miller RD. Anestesia. Barcelona: Doyma, 1988. 12. Maggiorini M, Melot C, Pierre S, Pfeiffer F, Greve I, Sartori C, et al. High-altitude

pulmonary edema is initially caused by an increase in capillary pressure. Circulation 2001;103:2078-2083.

13. Mushin. Física para anestesistas. Barcelona: Doyma, 1990. 14. Power I, Kam P. Principles of physiology for the anaesthetist. Londres: Arnold, 2001; 371-

380. 15. Serway RA. Física. México D.F.: Interamericana, 1987. 16. Shilling CW, Carlston CB, Mathias RA. The physician’s guide to diving medicine. New

York: Plenum Press, 1984.