HC5: Ventilatie, gaswisseling en transport
Algemene informatie
- Welke onderwerpen worden behandeld in het hoorcollege?
- In dit college worden (natuurkundige) wetten voor de gaswisseling en transport besproken
- Welke onderwerpen worden besproken die niet worden behandeld in de literatuur?
- Alle onderwerpen in dit college worden ook behandeld in de literatuur
- Welke recente ontwikkelingen in het vakgebied worden besproken?
- Er zijn geen recente ontwikkelingen besproken
- Welke opmerkingen worden er tijdens het college gedaan door de docent met betrekking tot het tentamen?
- Er zijn geen opmerkingen over het tentamen gemaakt
- Welke vragen worden behandeld die gesteld kunnen worden op het tentamen?
- Er zijn geen mogelijke vragen behandeld
Belang van gaswetten voor ademhaling
Het gedrag van (ingeademd) gas in de luchtwegen en longblaasjes, de gaswisseling in de longen en weefsels en het gastransport door het bloed is gebaseerd op fysische wetmatigheden. Deze wetten zijn een basis voor alle andere formules die gehanteerd worden om deze processen te verduidelijken. Om de principes van bloedgassen, de zuur-base balans en de fysiologie van de ademhaling te begrijpen is basale kennis en toepassing van deze wetmatigheden nodig.
Eenheden gebruikt in gaswetten:
- P = druk in Pa (N/m2)
- V = volume in m3
- n = aantal mol van het gas
- R = universele gasconstante: 8,314472 J/K/mol
- T = temperatuur in graden K
Gaswisseling
Enkele begrippen omtrent de gaswisseling:
- Externe ademhaling: uitwisseling van O2 en CO2 met de buitenwereld
- Interne ademhaling: de processen in de mitochondriën
- Longventilatie: het verversen van alveolaire gas met de buitenlucht
Gaswisseling verloopt als volgt:
- Convectie: uitwisseling tussen de atmosfeer en longen
- Diffusie: uitwisseling van de longen naar het bloed
- Groot ademhalingsoppervlak
- Dun alveolair membraan
- Groot drukverschil
- Convectie: gastransport in het bloed
- Circulatie
- Pomp (hart)
- Gas "carrier" (hemoglobine)
- Diffusie: uitwisseling tussen het bloed en de cellen
Voor een efficiënte ademhaling zijn een aantal dingen nodig:
- Mechanisch gestuurde pomp: kan zoveel en zo snel als nodig is aan- en afvoeren
- Voldoende groot gaswisselingsoppervlak in de longen
- Efficiënt transportmiddel voor de gassen: circulatie
- Voldoende groot gaswisselingsoppervlak in de weefsels
- Regelsystemen: stemmen de longventilatie en circulatie af aan de behoefte
In de longen vertakken de luchtwegen, wat leidt tot vergroting van het stroombed. Er zijn geleidende en alveolaire luchtwegen.
De wet van Boyle
De wet van Boyle beschrijft het gedrag van ideale gassen bij constante temperatuur:
- C = P x VL= (P - ∆P) x (VL+ ∆VL)
- VL= longvolume
- P = druk in de longen en de luchtwegen
Het aantal gasmoleculen verandert hier niet. Bij constante temperatuur neemt de druk van een gas in een afgesloten ruimte toe als het volume afneemt. In tegenstelling tot vloeistof is gas dus "samendrukbaar". De wet van Boyle geldt ook onder water, met de diepte neemt het longvolume door toename van de druk af.
De wet van Charles
Naarmate de T (temperatuur) hoger is neemt dezelfde hoeveelheid gas een groter volume aan. De druk is hier de constante → hoe hoger de temperatuur, hoe hoger het volume:
De wet van Regnault
Bij de wet van Regnault is het volume constant:
De wet van Avogadro
Het volume van een ideaal gas is bij gelijke druk en temperatuur evenredig met het aantal deeltjes → bij gelijke druk en temperatuur bevatten dezelfde volumina van verschillende gassen hetzelfde aantal moleculen:
- V/n= constant
- n = hoeveelheid van het gas in mol/getal van Avogadro
- Het molair volume van een gas is +/-22,4 bij standaarddruk 101.3 kPa en 273 K (STPD)
- Het aantal moleculen in 1 mol gas wordt de constante van Avogadro genoemd: +/- 6,02 x 1023deeltjes per mol
De constante van Avogadro kan bij elke zuivere stof worden toegepast en is het aantal atomen of moleculen dat samen een massa gelijk aan de atoom- of molecuulmassa in gram van de stof heeft.
De wet van Boyle-Gay Lussac (Boyle-Charles)
De wet van Boyle-Gay Lussac is nodig om longvolumes in het lichaam te bepalen als een spirometer bij kamertemperatuur gebruikt wordt:
- P1V1/T1= P2V2/T2
- PV = nRT
- P = druk in Pa (N/m2)
- V = volume in m3
- n = aantal mol van het gas
- R = universele gasconstante: 8.314472 J/K/mol1
- T = in K
Dit wordt ook wel gepresenteerd als de ideale gaswet.
De rol van waterdamp
Waterdamp is geen ideaal gas: bij een lagere temperatuur condenseert het tot water. De maximale waterdampspanning is afhankelijk van de temperatuur: bij 37oC is deze 47 mm Hg.
Toepassing:
- In droge lucht, bij 1 atmosfeer is de PO2 0,21 x 760 = 159 mm Hg
- Als deze lucht wordt ingeademd neemt de waterdampspanning toe tot 47 mm Hg → de PO2 van de inademingslucht wordt: 0,21 x (760 – 47) = 149 mm Hg
Een spirometer wordt gebruikt bij de toepassing van de algemene gaswet en de rol van waterdampspanning:
- Uitgeademd gas is op lichaamstemperatuur: 310 K, BTPS (body temperature and pressure, saturated with water)
- In de spirometer koelt gas af naar de kamertemperatuur: ATPS (ambient temperature and pressure, saturated with water)
De waterdampspanning neemt dus af, evenals het aantal gasmoleculen. Omdat de ideale gaswet uitgaat van een constant aantal moleculen, wordt deze om het effect van de waterdamp kwijt te raken alleen betrokken op droge gassen:
- (P1 x V1)/T1= (P2 x V2)/T2
De wet van Dalton
De wet van Dalton gaat over de partiële druk. De totale gasdruk van een gasmengsel is opgebouwd uit de bijdragen van elk aanwezig gas. De mate waarin een bepaald gas bijdraagt, hangt af van de fractie (F) van dat gas in het mengsel. Voor de atmosferische druk geldt:
- PB= PN2 + PO2 + PH2O + PCO2+ ….
Voor PX, de partiële druk van dat gas in het mengsel, geldt:
De wet van Henry
De concentratie van een gas in een vloeistof is recht evenredig met de druk van dat gas in (en boven) die vloeistof:
- Concgas = sgas x Pgas
- s = de oplosbaarheid van het gas
- Hangt af van de temperatuur, druk en aard van het medium
- Neemt toe als de temperatuur daalt
- [O2]dis= s x PO2
- De oplosbaarheid van zuurstof is veel lager dan die van CO2→ het is veel makkelijker om CO2 op te lossen dan zuurstof
- s O2= -0,0013 mM/mm Hg
- s CO2= ~23x zo hoog
Toepassing van de wet van Henry bij duiken:
Voor narcosemiddelen is de oplosbaarheid zeer belangrijk. De MAC (minimale alveolaire concentratie), de concentratie waarbij een standaardprikkel niet meer als pijn wordt waargenomen, speelt hierbij een rol. Bij het toedienen van een hogere concentratie narcosegas daalt de ventilatie, de reflexen en het bewustzijn.
Als iemand duikt kunnen er een aantal dingen gebeuren:
- De dode ruimte of de weerstand wordt te groot→ inademen wordt onmogelijk → anoxie
- Bij hogere druk lossen stikstofmoleculen (N2) op in het bloed → als men weer opstijgt ontstaan N2-bellen → als men te snel stijgt kunnen de bellen niet goed afgevoerd worden → gasembolie
De wet van Fick
In de longen vindt diffusie van O2 en CO2 plaats. De drukgradiënt is de drijvende kracht:
- Hoe groter het concentratieverschil, hoe groter het transport
- Hoe groter het uitwisselingsoppervlak, hoe sneller de diffusie (Vnet)
- Hoe groter de oplossnelheid, hoe sneller de diffusie
- Hoe groter de te overbruggen afstand, hoe langzamer de diffusie
- Zonder drijvende kracht is er geen diffusie
- Hoe groter de drukgradiënt, hoe sneller de diffusie
Dit wordt beschreven in Fick's diffusiewet:
- Vnet= k[(A x s)/(a√MW)](P1- P2)
- A = oppervlak
- s = oplosbaarheid
- a = dikte
- k= interactie van gas met de barrière
- MW = molecuulgewicht
Al deze parameters komen terug in de formule voor de diffusiecapaciteit (DL):
- DL= k[(A x s) / a√MW]
- DL= diffusiecapaciteit in mol/s
- Dikte van de barrière
- Oppervlakte van de barrière
- Interactie van gas met de barrière
Flow en weerstand bij laminaire flow
In rigide, onvertakte buizen met een kleine diameter:
- Flow = Q = ∆P/R
- ∆P = de drijvende kracht
- R = de luchtweerstand
- R = ∆P/F = (8/p) x ((η x L)/r4)
- Dit is de wet van Poiseuille
- Viscositeit (η) is een eigenschap van het gas
