Este documento describe las bases físicas de la fisiología respiratoria, incluyendo las propiedades de los gases, las leyes que rigen su comportamiento como la ley de Boyle, ley de Charles y ley de Dalton. También explica conceptos como la teoría cinética molecular, la diferencia entre gases ideales y reales, y cómo estas leyes se aplican a la fisiología respiratoria humana.

1. Bases Físicas de la Fisiología RespiratoriaBases Físicas de la Fisiología Respiratoria
República Bolivariana de Venezuela
Universidad Centroccidental “Lisandro Alvarado”
Decanato de Ciencias de la Salud
Sección de Fisiología
Dra. Joanna V. Santeliz C.

2. DEFINICIÓN DE MATERIA
Materia es todo aquello que tiene masa y que ocupa
un espacio. La materia es de lo que están hechos
todos los objetos materiales.

3. COMPARACIÓN DE MASAS
La Materia tiene masamasa. La masamasa es una
magnitud relacionada con la cantidad de
materia que tiene un objeto, es decir, es posible
medirla.

4. Sólidos
LíquidosGases
Los tres estados de la materia son:

5. ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA
 Las sustancias son rígidas
 Tienen forma definida
 El volumen no cambia con la presión o la
temperatura
Estado Sólido
Estado Líquido
 Las sustancias adoptan la forma del recipiente
que los contiene
Los líquidos son difíciles de comprimir

6.  El estado gaseoso es un estado
disperso de la materia, es decir, las
moléculas de gas están separadas por
distancias mucho mayores que el
tamaño de sus moléculas
 Las moléculas tienen poca fuerza
de atracción
No tiene forma ni volumen
Estado Gaseoso

7. Propiedades de Gases
• La presión de un gas se expresa en mmHg o en Torr
(1 mmHg = 1 Torr)
• La presión del aire a nivel del mar es de 760 mmHg
• La presión del vapor de agua corresponde al agua en
fase gaseosa y depende de su temperatura
• El aire inspirado después de su paso por las vías
aéreas superiores se encuentra saturado con vapor de
agua

8. Propiedades de Gases
• La presión del gas seco inspirado en una persona a
37°C (temperatura corporal) se determinará de la
siguiente forma:
• Presión Barométrica a nivel del mar es 760 mmHg
• Presión gas seco inspirado:760 – 47 = 713 mmHg
Por ejemplo: Bogotá P.B. = 560 mmHg
• Presión de gas seco inspirado: 560 – 47 = 513 mmHg

10. COMPOSICIÓN DEL AIRE
GAS % PP
nivel del mar
PP aire seco
Nitrógeno 78.084 593.44 556.74
Oxígeno 20.948 159.20 149.36
CO2 0.031 0.24 0.22
Argón 0.934 7.10 6.66
Otros gases 0.003 0.02 0.02
PH2O 0 47 0
PB 760
PP gas seco 760 713

11. La altitud y la PB
LUGAR PB
mmHg
PPO2
mmHg
Altura
metros (m)
Everest 253 52 8,000
Andes 380 80 5,000
Bogotá 560 117.6 2,800
Lima 760 160 nivel mar

12. GAS INHALADO EXHALADO
O2 20.71% 14.6%
CO2 0.004% 4.0%
H2O 1.25% 5.9%
Cómo cambia el aire que
respiramos?

13. Estado Gaseoso
 Los gases son compresibles
 Los gases tienen bajas densidades
 Los gases llenan un recipiente de
manera uniforme
Los gases se mezclan completamente
 Un gas ejerce una presión uniforme
en todo el recipiente
Propiedades Físicas de los Gases

14. derretimiento 
congelamiento
sólido  líquido
ebullición 
condensación
líquido  gas
tiempo
Cambios de Estado
Curva de Calentamiento

15. Variables que afectan el
Comportamiento de los Gases
Presión de un gas:
“Es causada por el choque de las partículas contra
las paredes de un recipiente”
 Representa la fuerza por unidad de superficie
 La magnitud de la presión depende:
• de la frecuencia de los choques
• y la fuerza con que se dan las colisiones

16. La temperatura absoluta de un gas:
“Es una medida del contenido energético
cinético promedio de las partículas”
• Al aumentar la T, aumentamos de forma
directamente proporcional la energía cinética
y viceversa.
Variables que afectan el
Comportamiento de los Gases

17. El volumen de las partículas de un gas:
 Es el espacio que ocupa un gas
 Es un sistema cerrado, el gas ocupa todo el
volumen del sistema
Variables que afectan el
Comportamiento de los Gases

18. Leyes de los Gases

19. LEY DE BOYLE-MARIOTTE
 Ley de Boyle (1662) V =
k2
P
k2= constante
La presión de una cierta
cantidad de gas ideal a T
constante es inversamente
proporcional al volumen
Por lo tanto al disminuir el
volumen de un gas aumenta su
densidad numérica y por lo
tanto la frecuencia de colisión,
por ello la P de un gas aumenta.

20. Ley de Charles y Gay-Lussac
Charles (1787) V  T
P  T
Ley de Charles
A presión constante, el volumen de
un gas es directamente proporcional
a la temperatura
Gay-Lussac (1802)
Ley de Gay-Lussac
A volumen constante, la presión de
un gas es directamente proporcional
a la temperatura
Por lo tanto al aumentar la
temperatura de un gas incrementa su
energía cinética provocando que las
moléculas choquen con mayor fuerza
contra las paredes del recipiente;
entonces la P sube.

21. Ley de Avogadro
V  n
En condiciones normales:
1 mol de gas = 22,4 L de gas
A una temperatura y presión constante:
El volumen de un gas ideal a P y T constantes es directamente
proporcional al número de moles

22. Ley de Dalton de las Presiones Parciales
Si las moléculas de una mezcla de gases no se atraen ni se
repelen entre sí, entonces la presión ejercida por un tipo de
gas no se afectará por la presencia de otro gas. En
consecuencia la Presión total está dada por la suma de las
presiones individuales de los gases.

23. • La ley de Boyle-Mariotte, ley de Charles y ley de
Avogadro pueden combinarse matemáticamente en
la llamada Ley General de los Gases
P.V = n. R. T
• P = presión
• V = volumen
• n = número de moles
• R (constante universal de los gases): 0.0821 L.atm/K.mol
• Temperatura
Leyes de los Gases Ideales
De esta ley se deduce que un mol de gas ideal ocupa siempre un
volumen igual a 22,4 litros a 0°C y 1 atmósfera

24. Sin embargo, preguntas como …
• ¿Por qué el aumento del volumen es inversamente
proporcional a la presión?
• ¿Por qué la presión de un gas aumenta de forma
directamente proporcional con la T (K)?
… carecen de un sustento teórico que permita su
comprensión y la predicción de otros fenómenos …

25. TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR
Es un modelo “que describe las propiedades
de un gas ideal a nivel molecular”

26. TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR
Postulados
1) Todo gas ideal está formado por pequeñas
partículas puntuales (átomos o moléculas)
2) Las moléculas gaseosas se encuentran en continuo
movimiento “caótico”
3) Un gas ideal ejerce una presión continua sobre las
paredes del recipiente que lo contiene

27. TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR
Postulados
3) Los choques moleculares son perfectamente
elásticos. No hay pérdida de la energía cinética.
4) Las fuerzas de atracción y repulsión entre partículas
son insignificantes.
5) La energía cinética promedio de las partículas es
directamente proporcional la temperatura absoluta
en escala Kelvin.

28. GASES IDEALES
o Son gases hipotéticos
o Formado por partículas puntuales sin atracción o
repulsión
o Choques entre moléculas perfectamente elásticos
con conservación de energía cinética
o Obedece la ley de los gases ideales

29. GASES IDEALES

30. GASES REALES
o Son gases que no se rigen por la ley de los gases
ideales
o La ecuación de van der Waals corrige la
naturaleza “no ideal” de los gases reales
o Esta ecuación toma en cuenta el tamaño de las
moléculas de gas y las fuerza de interacción entre
las mismas

31. GASES REALES
o El comportamiento de un gas suele acercarse a lo
ideal cuando su fórmula química es más sencilla
Helio (gas noble, monoatómico)
Hidrógeno (gas diatómico)
CO2 (gas triatómico)
H20
Más “ideal”

32. Desviación del Comportamiento ideal
de los Gases Reales
• Gráfica para 1 mol de
distintos gases en función de
la presión.
• Los gases reales se desvían
del comportamiento ideal a
presiones altas.
• A presiones bajas la
desviación del
comportamiento ideal es
pequeña.

33. • Gráfica de 1 mol de un
mismo gas en función de la
presión a diferentes
temperaturas.
• Al aumentar la T, el
comportamiento del gas se
aproxima al ideal.
• Las desviaciones aumenten
a medida que nos
aproximamos a la
temperatura de licuefacción
del gas.
Desviación del Comportamiento ideal
de los Gases Reales

34. ¿Por qué se dan estas desviaciones?
• En el caso de los gases
reales, el volumen que
ocupan las partículas de gas
es finito.
• En B al aumentar la presión,
el volumen del recipiente es
menor y por lo tanto el
volumen de las partículas de
gas se hace más
significativo, y el espacio
vacío del sistema es menor.

35. ¿Por qué se dan estas desviaciones?
• A diferencia de los gases
ideales, los gases reales
tienen fuerzas de atracción
que son importantes a
distancias cortas, por lo
tanto se hacen importantes
cuando el volumen es
pequeño.
• Esto genera que la fuerza de
los impactos de las
partículas con las paredes
del recipiente sean menores.
• Esto genera que la presión
del gas sea menor.

36. APLICACIÓN DE LAS LEYES DE LOS GASES
EN LA FISIOLOGÍA RESPIRATORIA
 Ley de Boyle-Mariotte
- Inspiración y Espiración
- Cálculo de la CRF por pletismografía
 Ley de Charles → calentamiento de aire en VAS
 Ley de Dalton → cálculo de la presión atmosférica

37. Difusión
Proceso por cual sustancias (ej. moléculas gaseosas)
pasan de medios más concentrados a medios menos
concentrados.

38. LEY DE DIFUSIÓN DE GRAHAM
A temperatura y presión constante las velocidades de
difusión de diversos gases varían en razón inversa de
las raíces cuadradas de sus masas.

39. La solubilidad de un gas en un líquido es
directamente proporcional a su presión parcial
y a su coeficiente de solubilidad a temperatura
constante.
Vd = P.k.Vt
LEY DE HENRY

40. Nos dice que la velocidad de difusión depende de
varios factores:
D= (Pf-Pi)AST/dm
donde:
Pf-Pi = diferencia de presiones
A= Área de los alveolos
d= grosor de la membrana alveolo capilar
S=coeficiente de solubilidad
m= peso molecular
T= temperatura
LEY DE FICK

41. PROPIEDADES DE DEFORMABILIDAD
DE LA MATERIA
DISTENSIBILIDAD
Es la fuerza que debe aplicarse para sacar a un cuerpo
elástico de reposo
Representa el cambio del volumen pulmonar por
unidad de Δ Presión intrapulmonar
La distensibilidad o compliance es el inverso de la
elasticidad
Distensibilidad pulmonar = 200-240 ml/cmH20

42. PROPIEDADES DE DEFORMABILIDAD
DE LA MATERIA
ELASTICIDAD
Es la propiedad que tienen los cuerpos sólidos de
retornar a su forma y dimensiones originales al
suprimir la fuerza que los deformó.
La elasticidad se rige bajo la Ley de Hooke la cual
dice que las deformaciones son proporcionales a los
esfuerzos que la producen siempre y cuando no se
sobrepase el límite de elasticidad del material.

43. Compliance y Elasticidad

44. Tensión Superficial
Figura 2
A
B
C
f f 1

45. Se puede definir la Tensión Superficial como:
“La tendencia de un líquido a disminuir su superficie”
 La tensión superficial se representa con el símbolo 
 Su valor es el mismo en cualquier punto y en todas las
direcciones a lo largo de la superficie del líquido

47. En los sistemas biológicos existen una serie de
fenómenos que tienen lugar en la superficie de las
diferentes fases de contacto.
Un ejemplo de sistema con dos fases distintas aparece
en el pulmón en donde el aire esta en estrecho contacto
con una capa líquida que recubre la superficie alveolar.
En la superficie libre de los líquidos, las fuerzas de
cohesión dan lugar a la aparición de los fenómenos de
tensión superficial.

48. ECUACIÓN DE LAPLACE
Esta ecuación permite calcular la
presión superficial para superficies
planas y curvas
P = 2TS/r

49. Importancia de la Tensión Superficial
a nivel pulmonar
Como la superficie de los
alvéolos constituye una interfase
gas-líquido y como todos los
alvéolos se hallan comunicados
entre sí, se podría esperar que
los alvéolos de menor diámetro
se colapsen a expensas de la
expansión de los mayores

50. La presencia de Surfactante hace que
la Tensión Superficial de la película
acuosa sobre la pared alveolar (que a
37°C y sin Surfactante sería del orden
de 70 mN/m), sea de alrededor de 30
mN/m cuando el alvéolo se halla
distendido al máximo y se reduce a
valores próximos a 1 mN/m al llegar a
Capacidad Residual Funcional
Importancia de la Tensión Superficial
a nivel pulmonar