Gabby

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El cuerpo humano no es en definitiva una masa uniforme. Si bien nuestros tejidos están conformados mayoritariamente por agua (los líquidos idealmente son incompresibles); la presencia de cavidades y el comportamiento físico particular de los fluidos en fase gaseosa (aire) determinan de lejos los límites a que el cuerpo humano puede soportar.

Ley general de los gases

La ley general de los gases explica el comportamiento de estos con relación a las variables de presión, temperatura y volumen. Así, en una masa constante de un gas la relación entre estas variables se ve definida por la siguiente igualdad:

\cfrac{P_1V_1}{T_1}=\cfrac{P_2V_2}{T_2}

Donde P es presión, V es volumen y T es temperatura; en dos situaciones distintas (1 y 2).

Lo que explica esta ley es que un cambio en magnitud de cualquiera de las variables de un gas de un estado inicial (1), acarreará irrevocablemente al ajuste de las variables complementarias en su estado final (2) para respetar la igualdad.

Si la temperatura se mantiene constante (T1=T2), es posible retirarla de la ecuación pues su efecto sobre el equilibrio de la misma es nulo. El equilibrio se mantiene pues, únicamente por las variaciones en la relación entre presión y volumen.

Ley de Boyle - Mariotte

Expresa el equilibrio de un gas a temperatura constante. Durante la inmersión la variación de temperatura del aire es mínima y por lo tanto la ley de Boyle es especialmente práctica para entender la relación entre presión y volumen. Básicamente, esta se ve enunciada en la siguiente igualdad:

P1V1 = P2V2

La presión es inversamente proporcional al volumen de un gas: al aumentar la presión sobre una masa de gas, el volumen de este disminuye proporcionalmente.

Así, una masa constante de aire que en superficie (1 bar) ocupa un litro, verá su volumen reducido a la mitad (\begin{matrix} \frac{1}{2} \end{matrix} L) al someterse a una presión de 2 bar (-10 m), a un tercio (\begin{matrix} \frac{1}{3} \end{matrix} L) a 3 bar (-20 m) y así sucesivamente.

De igual manera, un litro de aire a 3 bar (-20m), duplicará su volumen a 2 bar (1.5 L a -10 m) y lo triplicará a 1 bar (3 L en superficie).

Ley de Dalton

El aire no es un gas puro, sino una mezcla de gases. La ley de Dalton explica que la presión total de una mezcla de gases es la suma de las presiones que ejercerían cada uno de los gases componentes ocupando a ellos solos el volumen total.

Esta ley también se conoce como la ley de las presiones parciales, pues implica que la presión parcial de un gas en una mezcla de gases sometida a una presión X, es directamente proporcional a la proporción en que ese gas está presente en la mezcla.

Esto quiere decir, que si en una mezcla de gases un ingrediente representa el 20% del volumen de la mezcla a una presión P, el ingrediente que nos interesa presenta una presión parcial de 0,2 P.

El aire normal la composición es, aproximadamente, de un 21% Oxígeno y 78% Nitrógeno, con un 1% de otros gases (fundamentalmente argón). Redondeando, la presión parcial de cada uno de sus componentes será:
Presión parcial de los componentes del Aire Presión Total Presión parcial O2 Presión parcial N2 Profundidad equivalente
1 bar 0,2 bar 0,8 bar Superficie = Presión atmosférica
2 bar 0,4 bar 1,6 bar -10 m = 1 bar P. hidrostática + 1 bar P. atmosférica
3 bar 0,6 bar 2,4 bar -20m = 2 bar P. hidrostática + 1 bar P. atmosférica
4 bar 0,8 bar 3,2 bar -30m = 3 bar P.hidrostática + 1 bar P. atmosférica
... ... ... ...
Pbar 0,2 Pbar 0,8 Pbar (P-1)*-10 m = (P-1)bar P. hidrostática + 1 bar P. atmosférica

Ley de Henry de disolución de los gases

Cuando un gas entra en contacto con un líquido, las moléculas de gas (debido a su energía termodinámica - presión y temperatura), van a penetrar la interface gas-líquido y difundirse en su interior. A este fenómeno se le conoce con el nombre de disolución de los gases.

Cuando un gas se encuentra disuelto en fase líquida se habla de tensión (T) de un gas, a diferencia de la presión parcial (p) de un gas que hace referencia a gases en una mezcla de fase gaseosa.

La ley de Henry explica que a una temperatura dada y en condición de saturación, la cantidad de gas disuelto en un líquido, es directamente proporcional a la presión ejercida por el gas sobre la superficie del líquido.

El concepto de saturación enunciado en la ley de Henry se refiere al equilibrio que existe entre la presión del gas (en la fase gaseosa) y la tensión del mismo (en la fase líquida). Se habla de condición de subsaturación cuando la presión es superior a la tensión, de saturación cuando la presión y la tensión son equivalentes, y de sobresaturación cuando la presión es menor que la tensión del gas disuelto. Un líquido en condición de subsaturación disolverá el gas de la fase gaseosa hasta encontrar el equilibrio (saturación). Un líquido en sobresaturación va a eliminar gas disuelto para encontrar el equilibro (saturación).

Ley de difusión de Graham

El fenómeno de difusión entre dos gases, es decir, la velocidad a la que se mezclan es explicado por esta ley. Básicamente enuncia que la velocidad de difusión de dos gases, a condiciones iguales de temperatura y presión, es inversamente proporcional a la raíz de sus masas molares.

Dicho en otros términos, a igual temperatura y presión, la velocidad de difusión de un gas de moléculas "ligeras" se difunde más rápido que uno de moléculas "pesadas".

Los dos principales gases en el aire, el nitrógeno (N) y el oxígeno (O) se encuentran en las formas moleculares N2 y O2. La masa molar del nitrógeno es de 28, mientras que la del oxígeno es de 32. Por lo tanto la velocidad de difusión del nitrógeno es mayor que la del oxígeno.

Ley de difusión de Fick

Describe la tasa de transferencia de un gas a través de una membrana (o capa de tejido). Ésta es proporcional a superficie expuesta así como a la diferencia entre las presiones de sus dos fases e inversamente proporcional al espesor de la membrana/tejido. Además la velocidad de difusión es proporcional a la constante de difusión (particular al tipo de tejido y de gas que interviene).
Fundamentos fisiológicos y riesgos

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