Durante le attività subacquee si è soggetti a condizioni estreme non abituali per il nostro organismo, tali condizioni hanno delle conseguenze sul nostro corpo ed è quindi necessario avere una sufficiente conoscenza di come e perché avvengano certi fenomeni al fine di evitare conseguenze anche gravi.

Diversi sono i Principi e Leggi fisiche che trovano applicazione nell’ambito dei meccanismi che sovrintendono alle immersioni sia in apnea che con autorespiratori.

Bisogna quindi, per opportuna conoscenza definire sia l’enunciato di Principi e Leggi Fisiche che trovano applicazione in ambiente iperbarico, sia il loro campo applicativo e i loro effetti sulla fisiologia del corpo umano in immersione.

PRINCIPI

Principio di Archimede

Principio di Torricelli 

Principio di Pascal

LEGGI

Legge di Dalton

Legge di Henry

Legge di Boyle e Mariotte

Legge di Charles o  Gay-Lussac

PRINCIPIO DI ARCHIMEDE

Le due Forze che entrano in gioco nel Principio di Archimede sono:

1 – La Spinta di Archimede, detta anche Spinta Idrostatica, che è una forza verticale che va dal basso verso l’alto, indicata con SA 

2 – La Forza Peso, anch’essa verticale ma dal verso opposto, dall’alto verso il basso, indicata con FP

ENUNCIATO

Un corpo immerso (totalmente o parzialmente) in un fluido riceve una spinta (detta forza di galleggiamento) verticale (dal basso verso l’alto) di intensità pari al peso di una massa di fluido di volume uguale a quella della parte immersa del corpo. Il punto di applicazione della forza di Archimede si trova sulla stessa linea di gradiente della pressione su cui si troverebbe il centro di massa della porzione di fluido, detto centro di spinta, che occuperebbe lo spazio in realtà occupato dalla parte immersa del corpo.

FORMULE RELATIVE AL PRINCIPIO DI ARCHIMEDE

Formula della legge di Archimede:

SA = FP

SA  = Spinta di Archimede  

FP  = Forza peso del volume del liquido occupato dal corpo.

Formula della spinta di Archimede

SA = ml·g

SA  = Spinta di Archimede

ml   =  Massa del liquido spostato

g    = Accelerazione di gravità, circa 9,81 N/kg

Formula della densità/relazione massa e volume

d = massa/Volume = m/V

 la formula inversa m = d·V

Formula della SA come prodotto tra la densità del liquido e il volume di liquido spostato dal corpo

SA = dl·V·g

dl = densità del liquido 

V = Volume

g    = Accelerazione di gravità, circa 9,81 N/kg

Formula della Forza Peso

FP = mc·g

FP = Forza Peso

mc = massa del corpo

g    = Accelerazione di gravità, circa 9,81 N/kg

Formula della Forza Peso in relazione alla Densità del Corpo

FP = dc·V·g

FP = Forza Peso

dc =Densità del Corpo

V = Volume

g  = Accelerazione di gravità, circa 9,81 N/kg

CONDIZIONE

FORMULA

STATO DEL CORPO

Condizione di equilibrio

SA = FP

dl = dc

Il corpo immerso rimane in perfetto equilibrio all’interno del liquido, situazione molto rara nella realtà, quando liquido e corpo hanno la stessa densità, quindi le due forze sono uguali in modulo:

Condizione di galleggiamento

SA > FP

dl > dc

Un corpo galleggia quando una volta immerso tende a risalire. Questo significa che la spinta di Archimede è maggiore di quella peso, come nel caso di un pallone oppure dello scafo di una barca. Solo una parte del corpo sarà immersa nel liquido.

Condizione di affondamento

SA < FP

dl < dc

Un corpo affonda quando la forza peso è maggiore della spinta di Archimede

Il peso specifico dei tessuti dell’organismo è leggermente superiore a quello dell’acqua, (la densità dell’acqua salata è 1025 kg per metro cubo, mentre quella dell’acqua dolce è 1000 kg per metro cubo) ma considerando i volumi delle cavità corporee che contengono aria il peso specifico del corpo umano nel suo complesso è lievemente inferiore a quello dell’acqua dolce. In linea teorica questo fa sì che riempiendo i polmoni si stia a galla mentre espirando completamente si affondi, ma in relazione a fattori diversi come: le percentuali di massa grassa e massa magra, la struttura ossea, eccetera che variano da individuo e individuo tale condizione può variare di molto.

La tendenza alla variazione di quota di un subacqueo, ovvero il suo assetto idrostatico, sono causate dal Principio di Archimede.

Per un apneista a fronte di un aumento della profondità e quindi della diminuzione del volume dell’aria contenuta nei polmoni si riduce la spinta verso l’alto. In pratica più si scende in profondità più l’assetto diventa “negativo”.

Nelle immersioni con autorespiratori per compensare le modifiche di peso (dovute al consumo dell’aria contenuta nella bombola) e di volume dell’aria presente nei polmoni e nella muta viene utilizzato il giubbotto ad assetto variabile (GAV), che espleta la stessa funzione della vescica natatoria dei pesci, variando il volume del gas presente nel GAV si modificano i volumi per mantenere la profondità desiderata. 

Per gestire il proprio assetto il subacqueo deve considerare il peso e la densità della bombola, della totalità dell’attrezzatura, della muta e del tipo di acqua (dolce o salata) in cui si immergerà.

Per modificare il proprio assetto si può intervenire: aumentando la zavorra, in modo da aumentare anche il proprio peso specifico e ottenere una tendenza all’affondamento, oppure riducendola per ottenere l’effetto opposto.

Inspirando o espirando, variando quindi il proprio volume polmonare e alterando il volume dell’acqua spostata.

Gonfiando o sgonfiando il giubbotto ad assetto variabile per ricercare un assetto neutro, che consenta di mantenere la profondità desiderata (con le inevitabili variazioni dovute alla respirazione), o per piccole variazioni di quota o per il sostentamento in superficie.

POSSIBILI ASSETTI DEL SUBACQUEO

Assetto positivo

Tendenza del corpo a galleggiare, e quindi la sua densità è minore di quella del liquido stesso

Assetto neutro

Bilanciamento della spinta, il corpo rimane in posizione, densità uguale a quella del liquido. E’ importante ricordare che saranno comunque presenti delle variazioni di quota, seppur minime, dovute alla respirazione

Assetto negativo

Tendenza del corpo ad affondare, quindi la densità è maggiore di quella del liquido

Evangelista Torricelli, matematico, fisico e accademico italiano (Roma, 15 ottobre 1608 – Firenze, 25 ottobre 1647), riuscì a dimostrare l’esistenza della pressione atmosferica, con un esperimento passato alla storia col nome di Principio di Torricelli.

Torricelli nel 1644 riempì di mercurio una provetta di vetro lunga un metro con una sezione di un centimetro e la capovolse in una vasca piena di mercurio. Il livello della provetta calò, ma si fermò quando raggiunse l’altezza di 760mm. Torricelli dedusse che il peso dell’aria, o meglio la pressione esercitata dall’aria, che premeva sulla vasca fosse equivalente a quello della colonna di mercurio rimasto nella provetta, per tale motivo si definì quindi l’equivalenza tra il peso dell’atmosfera e il peso della colonna di mercurio alta 760 millimetri rimasto nella provetta.

Una atmosfera (1 atm) è quindi la pressione esercitata dall’aria al livello del mare, ad una latitudine di 45° ed alla temperatura di 0°C e corrisponde al peso di una colonna di mercurio alta 760 millimetri, che espresso in pressione su superficie corrisponde a 1,033Kg/cm2

Ripetendo l’esperimento di Torricelli con una colonna più alta e riempita d’acqua al posto del mercurio, essendo l’acqua più leggera del mercurio (13,6 volte), l’equilibrio viene stabilito quando il livello della colonna d’ acqua raggiunge l’altezza di 10,33 m (760 x 13,6) si ottiene la pressione idrostatica.

L’acqua a differenza dell’aria essendo un liquido, è incomprimibile; pertanto è possibile osservare un incremento costante di 1 atmosfera per ogni aumento di 10 metri della colonna d’acqua.

760 

mmhg 

1 

Atm 

1,013 

Bar

101.325

Pascal [Pa, N/m2]

10,33 

Metri Acqua 

1,033

Kg/cm2

Dato che una atmosfera (1 atm) è la pressione esercitata dall’aria al livello del mare, ad una latitudine di 45° ed alla temperatura di 0°C tale valore tenderà a variare in relazione all’altitudine poiché si riduce l’altezza della colonna d’aria sovrastante la superficie della terra e se ne riduce conseguentemente la densità dell’aria. 

In relazione all’unità di misura internazionale della pressione che è il Pascal, possiamo constatare che fino a circa 500 m (slm) decresce di circa 0.125 h/Pascal per metro di altezza; oltre i 500 m (slm) il gradiente tende a diminuire intorno a 5500 m (slm) è circa la metà (0.062 hP/m). A questa quota la pressione è dimezzata rispetto a quella a livello del mare, sino ad azzerarsi a circa 69000 metri di altezza.

Altitudine 
in metri

Percentuale 
di 1 atm

0

100

     1 000

88,6

     2 000

78,5

     4 000

60,8

     6 000

46,5

     8 000

35,0

   10 000

26,0

   15 000

11,5

   20 000

6,9

   30 000

1,2

   48 500

0,1

   69 400

0,01

TEMPERATURA

La pressione atmosferica si riduce con l’aumentare della temperatura poiché l’aria calda tende a dilatarsi diventando meno densa e più leggera. Il minore peso della massa d’aria calda riduce la pressione della colonna d’aria e la pressione atmosferica. Al contrario, quando l’aria si raffredda aumenta la propria densità, il maggiore peso della massa d’aria aumenta la pressione atmosferica 

UMIDITA’

La pressione atmosferica diminuisce con l’aumentare dell’umidità poiché il vapore acqueo ha una densità minore dell’ossigeno e dell’azoto. L’aria umida è più leggera. Al contrario, l’aria secca è più pesante ed aumenta la pressione atmosferica. 

Maggiore Temperatura

Minore Pressione Atmosferica

Minore Temperatura

Maggiore Pressione Atmosferica

Maggiore Umidità

Diminuzione Pressione Atmosferica

Minore Umidità

Aumento Pressione Atmosferica

Nel calcolo della Pressione relative alle profondità va aggiunta la Pressione atmosferica, e ogni 10 metri d’acqua si deve aggiungere una atmosfera di Pressione

La somma di questi due valori dà la Pressione Assoluta alla quota relativa:

PA = PATM + PA 

PA = Pressione Assoluta

PATM = Pressione Atmosferica (pressione esercitata dall’aria al livello del mare, e corrisponde al peso di una colonna di mercurio alta 760 millimetri, che espresso in pressione su superficie corrisponde a 1,033Kg/cm2). vedi anche: TECNICA  -CONSUMO ARIA –

PA = Pressione Relativa (pressione della colonna d’acqua, che raggiunge all’altezza di 10,33 m, il peso di una colonna di mercurio alta 760 millimetri, che espresso in pressione su superficie corrisponde a 1,033Kg/cm2)

Nei casi di immersioni in quota le variazioni di pressioni atmosferica risultano fondamentali per utilizzare gli algoritmi di conversione per stabilire le profondità e quote di decompressione equivalenti. Vedi anche: TECNICA –  PERCENTUALI PRESSORIE DEI GAS ATMOSFERICI ALLE DIVERSE QUOTE –

PRINCIPIO DI TORRICELLI E LEGGE DI STEVINO

La legge di Stevino è un’equazione, formulata da Simon Stevin, che permette di calcolare la pressione esistente ad ogni profondità all’interno di una colonna di fluido conoscendo la densità del liquido stesso, ovvero la densità del fluido è essenziale per determinarne la pressione esercitata, secondo la formula:

Pressione = Po + (densità fluido) * 9,8 * (altezza fluido).

Po = pressione atmosferica = 1,015 * 10^5 Pa.

Densità del Fluido = espressa  in kg/m^3

9,8 = Accelerazione di Gravità g = 9,8 m/s^2

Il principio di Pascal è una legge della meccanica dei fluidi che stabilisce che, quando avviene un aumento della pressione in un punto di un fluido confinato, tale aumento viene trasmesso anche ad ogni punto del fluido all’interno del contenitore con la stessa intensità ma in direzione sempre perpendicolare alla parete del contenitore sulla quale il fluido esercita la pressione Blaise Pascal  lo enunciò per la prima volta nel 1653  nel suo trattato “Sur l’equilibre des liqueurs”

ENUNCIATO

In un liquido ideale una pressione che venga esercitata in un punto qualsiasi viene trasmessa inalterata a ogni suo altro punto e in ogni sua direzione

La legge fisica basilare ai fini dell’attività subacquea, prima ancora di quelle che descrivono il comportamento dei gas alle diverse pressioni è quella della non-comprimibilità dei liquidi. 

Il corpo umano è costituito per una percentuale molto elevata da liquidi, e i liquidi per principio fisico possono avere una grande elasticità ma restano incomprimibili.

In relazione al Principio di Pascal la forza esercitata, data dal peso della pressione esercitata dall’acqua sul corpo di un subacqueo, agisce in tutte le direzioni e con uguale intensità.

Inoltre, come è ovvio, all’aumentare della profondità sarà anche maggiore il peso della pressione esercitata dall’acqua e quindi allo schiacciamento a cui è sottoposto il subacqueo.

Il Principio di Pascal afferma quindi che la pressione che ci sovrasta (quando siamo in un fluido sia in aria o in un liquido) non agisce su di noi solo verticalmente schiacciandoci dall’alto verso il basso. ma ci fascia avvolgendoci ulteriormente in tutte le direzioni, inoltre poiché il corpo umano è costituito in larga parte di liquidi, che sono incomprimibili, tali condizioni consentono di effettuare immersioni anche a profondità (e quindi pressioni) elevate, senza che il corpo umano venga “schiacciato” dal peso dell’acqua.

Data una superficie media di un essere umano di circa 17.000 cm, al livello del mare, in relazione al principio di Torricelli è sottoposto ad una pressione di 17.000 Kg, ovvero un kg/cm2..

Tale valore va aggiunto ad ogni 10 metri di profondità:

0  metri  17.000 Kg

10 metri 34.000 kg

20 metri 51.000 kg

E così via, malgrado l’enormità delle forze in gioco è possibile, in relazione al Principio di Pascal effettuare attività subacquea senza essere schiacciati 

LIQUIDI

CORPO UMANO

PRINCIPIO DI PASCAL

SUBACQUEO

SONO INCOMPRIMIBILI

COSTITUTO IN LARGA PARTE DA LIQUIDI

LA PRESSIONE SI TRASMETTE UNIFORMEMENTE IN OGNI DIREZIONE

NON VIENE SCHIACCIATO DALLA PRESSIONE DELL’ACQUA

EQUAZIONE DI STATO DEI GAS PERFETTI

PV=nRT

P = Pressione espressa in Pa (Pascal)

V = Volume

n = Numero di Moli

R = Costante Universale dei Gas

T  = Temperatura espressa in  gradi kelvin

n = Numero di Moli                           

Il numero di moli rappresenta il numero totale di particelle diviso il numero di Avogrado. 

Poiché mediamente in un gramo di gas sono presenti 10²4 particelle, fare i calcoli con 10²4 è estremamente complesso, per questo motivo si utilizza come unità di misura il numero di moli che ha, più o meno, sempre in grammo di gas una quantità di 2/3 moli

COSTANTE DI AVOGRADO

Rappresenta la quantità di particelle riferibile ad una mole ovvero:

6.022 x 10²³

R = Costante Universale dei Gas         

8,314 ∙ [J / (mol ∙ K)] se la pressione è espressa in Pascal, il volume in m3 e la temperatura in Kelvin, ovvero:

8,31

P = Pascal

Simbolo Pa è equivalente a un newton su metro quadrato, ovvero: 

1 Pa = 1 N  =  1___kg___

          m2         m * s2

Ogni volta che una delle grandezze della formula muta, si opera una trasformazione dello stato del gas. Queste trasformazioni possono essere di tre tipi:

La legge di Charles – Volta – Gay-Lussac indica che c’è una relazione tra la temperatura e il volume di un gas quando la pressione non cambia. In questo caso, se si aumenta o diminuisce la temperatura anche il volume aumenta o diminuisce in modo direttamente proporzionale. Questa è una delle leggi dei gas che mettono in relazione tra loro le varie grandezze fisiche che li compongono

ENUNCIATO

PRIMA LEGGE

«A pressione costante, il volume di un gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta»

Ovvero:

Il volume di un gas ideale è direttamente proporzionale alla temperatura assoluta

SECONDA LEGGE

«A volume costante, la pressione di un gas è direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta»

Ovvero:

La pressione di un gas sia direttamente proporzionale alla sua temperatura assoluta

GAY LUSSAC

Se una certa massa gassosa, a volume o a pressione costante, viene sottoposta ad una variazione di temperatura, varierà la sua pressione

CHARLES

Se una certa massa gassosa, a volume o a pressione costante, viene sottoposta ad una variazione di temperatura, varierà il suo volume

VALORI

VARIAZIONI

1/273 del valore iniziale di pressione o volume per ogni grado centigrado di variazione di temperatura.

SEMPLIFICAZIONE  ENUNCIATO

“A volume costante, la variazione della pressione di una massa di gas 
è direttamente proporzionale alla variazione della sua temperatura”.

NOTA

La variazione di uno dei parametri comporterà necessariamente la variazione di un altro o entrambi i parametri restanti.

Ogni 3°C di variazione di temperatura si registra una variazione di pressione dell’1% del valore iniziale di pressione:

Una variazione della temperatura di 15°C rispetto a quella di partenza, corrisponderà una variazione di pressione di: 15/3 = 5 760 × 5% = 38 mmHg

L’equazione di stato dei gas perfetti (o ideali), nota anche come legge dei gas perfetti, descrive le condizioni fisiche di un “gas perfetto” o di un gas “ideale”, correlandone le funzioni di stato. 

Le variabili sono in ordine: la pressione, il volume, la quantità di sostanza, la costante dei gas e la temperatura assoluta. L’equazione di stato dei gas perfetti descrive bene il comportamento dei gas reali per pressioni non troppo elevate e per temperature non troppo vicine alla temperatura di liquefazione del gas.

L’equazione di stato dei gas perfetti è stata inizialmente formulata nel 1834 da Émile Clapeyron. come sintesi dalle leggi empiriche di  Charles e Gay-Lussac

FORMULA

pV = nRT

p = pressione assoluta (ATA)

n = n° di molecole di gas

V = volume (litri)

R = costante universale dei gas

T = temperatura assoluta (°K)

PRESSIONE FINALE

Pf = Pi + dP

Pf   =  Pressione finale

Pi   =  Pressione iniziale

dP  = Variazione di pressione in più o in meno

dP  = 1/273 × Pi × dT (C°)

dT  =  Variazione di temperatura in C° in piu o in meno

Valori pressori in relazione alle variazioni di temperatura

Valore Grado Kelvin (271) + Temperatura Utilizzo

Diviso

Valore Grado Kelvin (271) + Temperatura di Carica

Moltiplicato per Valore di Carica

ESEMPIO

Bombole caricate a 200 atm a 34 gradi ed utilizzate in ambiente a 4 gradi

271+4= 275 diviso 271+ 34= 305

271 diviso 305 =0,888

0,888 *200 = 177,7

FORMULA EMPIRICA

Bisogna considerare una variazione di 0,6 bar per ogni grado di differenza es.:

Valore di carica 200 atm a 30 C°

Utilizzo a 6 C°

Differenza 24 C°

24 per 0,6 = 14,4

200 – 14,4 = 185,6

In fase di caricamento delle bombole, per i motivi legati alla legge di Charles, avremo un riscaldamento della stessa. Il successivo calo di temperatura, comporterà inevitabilmente un calo di pressione. 

La stessa variazione di pressione avviene sulle bombole esposte al sole e poi messe in acqua, l’esposizione al calore dei raggi solari comporta un aumento di pressione che andrà diminuendo durante l’immersione a causa del raffreddamento delle stesse.   .
Un’altra situazione legata alla legge di Charles, è data dalla condensa che si forma sulla rubinetteria e sulle pareti esterne ed interne della bombola quando la scarichiamo velocemente, il brusco calo di pressione provoca un altrettanto brusco calo di temperatura con conseguente formazione di condensa.

Resta ovvio che tutte queste situazioni sono da evitare.

Enunciata per la prima volta nel 1662, venne riformulata in modo più preciso nel 1676 da Edme Mariotte che confermando i dati di Boyle specificò che la legge vale soltanto se la temperatura del gas è costante.

La legge di Boyle e Mariotte afferma che in condizioni di temperatura costante la pressione di un gas perfetto è inversamente proporzionale al suo volume, ovvero che il prodotto della pressione del gas per il volume da esso occupato è costante

ENUNCIATO

A temperatura costante il volume di un gas ideale è inversamente proporzionale alla sua pressione

Ovvero

a temperatura costante una data quantità di gas occupa un volume inversamente proporzionale alla pressione esercitata su di esso.

FORMULA

P x V = K

P = Pressione

V = Volume

K = Costante

Pur se l’enunciato, è molto semplice  porta a importanti considerazioni pratiche che possono avere risvolti anche gravi.

Per effetto della riduzione del volume dei gas in relazione all’aumentare della pressione, i volumi dei gas presenti nell’organismo variano moltissimo in relazione alla profondità che raggiungiamo.

Questa condizione oltre a far variare moltissimo l’equilibrio idrostatico, sia in apnea che a maggior ragione con gli autorespiratori, può essere causa in caso di respirazione di gas compressi di Fenomeni Embolici, Sovradistensioni*, EGA*, (*vedi Fisiologia).

Bisogna tenere presente inoltre, che non solo l’organismo ma anche il materiale utilizzato o è composto in gran parte d’aria: la struttura cellulare delle mute in neoprene è particolarmente sensibile alla riduzione del volume dei gas, inoltre si utilizzano volumi d’aria, o di altri gas, per l’utilizzo di attrezzature come: G.A,V. e  Mute Stagne.

Anche i gas contenuti nel G.A.V. o nella Muta Stagna varieranno il loro volume in relazione alla profondità, per tale motivo l’utilizzo di tali attrezzature deve essere improntati ad evitare accelerazioni eccessive durante le risalite alfine di evitare gravi rischi per l’incolumità del subacqueo.

È importante notare che scendendo sott’acqua la pressione ambiente raddoppia già a 10 metri di profondità, che il successivo raddoppio si avrà a 30 metri e che per assistere ad un ulteriore raddoppio della pressione occorrerà spingersi sino a 70 metri. 

Resta evidente quindi, che le variazioni di quota a profondità più prossime alla superfice comportano variazioni di volume sia dei gas corporei sia di quelli presenti nelle attrezzature, percentualmente assai più rilevanti che analoghe variazioni a quote profonde

La legge di Henry dice che a temperatura costante, la solubilità di un gas è direttamente proporzionale alla pressione che il gas esercita sulla soluzione. Raggiunto l’equilibrio, il liquido si definisce saturo di quel gas a quella pressione (Saturazione). Tale stato di equilibrio permane fino a quando la pressione esterna del gas resterà inalterata, altrimenti, se essa aumenta, altro gas entrerà in soluzione; se diminuisce, il liquido si troverà in una situazione di sovrasaturazione ed il gas si libererà tornando all’esterno fino a quando le pressioni saranno nuovamente equilibrate (Desaturazione).

La velocità, con cui un gas entra in soluzione o si libera, varia in funzione della differenza delle pressioni (esterna e interna) ed è condizionata dalla sua composizione molecolare e dalla natura del liquido solvente

Un aspetto fondamentale sta nel fatto che ogni gas, così come specificato nell’argomento relativo alla legge delle pressioni parziali, entra in soluzione o si libera indipendentemente da ciò che fanno gli altri gas presenti.

ENUNCIATO

A temperatura costante un gas che esercita una pressione sulla superficie di un liquido, vi entra in soluzione finché avrà raggiunto in quel liquido la stessa pressione che esercita sopra di esso.

FORMULA

In funzione della concentrazione molare del soluto

C =kP

P  = Pressione del gas sulla soluzione

C  = Concentrazione del gas nella soluzione

k = Costante tipica di ciascun gas che correla la pressione del gas sulla soluzione e la sua concentrazione, il valore del coefficiente k varia oltre al variare del solvente  anche al variare della temperatura

In funzione della frazione molare del soluto

P = kx

P = Pressione parziale del gas sopra la soluzione

x  = Frazione molare del gas disciolto

k = Costante tipica di ciascun gas che correla la pressione del gas sulla soluzione e la sua concentrazione, il valore del coefficiente k varia oltre al variare del solvente anche al variare della temperatura

TEMPERATURA E LEGGE DI HENRY

Un aumento di temperatura, provocando aumento dell’energia cinetica del gas, generalmente provoca una diminuzione di solubilità per l’effetto di allontanamento delle molecole gassose dalla fase liquida.

AUMENTO TEMPERATURA

DIMINUZIONE TEMPERATURA

Diminuzione di Solubilità

Aumento Solubilità

Quest’enunciato è d’importanza fondamentale per capire cosa accade all’organismo in termine di Saturazione  e Desaturazione   dei gas quando si scende in profondità equipaggiati con ARA e, soprattutto, ai fini della sicurezza e dell’insorgere d’eventuali embolie gassose quando si risale in superficie.

Ricordiamo che l’aria che si respira è composta da una miscela di gas, due dei quali partecipano agli scambi alveolari (ossigeno ed anidride carbonica); l’azoto (circa il 78% di tutta la miscela), è definito inerte perché, similmente ad altri gas,  sono assunti ed espirati senza subire trasformazioni (VEDI GAS E MISCELE RESPIRABILI) 

Nella sostanza soprattutto l’azoto, interessa ai fini dell’applicazione pratica della legge di Henry.

Al livello del mare in superficie siamo saturi d’azoto (questa situazione fa sì che per le immersioni in quota  è necessario utilizzare dei logaritmi di conversione per l’utilizzo delle tabelle di decompressione) per circa un’atmosfera, e possiamo considerare poco indicative le eventuali variazioni di pressione che invece diventano imponenti nel momento in cui scendiamo in acqua (ogni 10 metri di colonna di liquido aggiunge un’atmosfera a quella che grava sulla superficie del mare), oppure quando effettuiamo ascensioni in quota.

Durante la discesa l’azoto che viene inspirato aumenta la sua pressione parziale in modo proporzionale a quell’esterna e, come dice l’enunciato, si trasferisce dai polmoni al sangue e poi in tutti i tessuti disciolto nel plasma (VEDI FISIOLOGIA DEL CORPO UMANO IN IMMERSIONE)

Questa fase si chiama di saturazione, e termina nel momento in cui, raggiunta una determinata quota per un periodo sufficientemente lungo, la pressione dei gas inerti all’interno del corpo è pari a quell’esterna.

Durante la risalita avviene il fenomeno inverso: l’azoto in eccesso torna alla forma gassosa, attraversa il sistema venoso e viene eliminato attraverso la respirazione, in modo asintomatico, a condizione che vengano rispettati i giusti tempi d’ascesa e d’eventuali soste di decompressione.

L’esempio della bottiglia di spumante è molto calzante, non a caso è adottato dalle didattiche di tutto il mondo: all’interno della bottiglia di spumante vi è disciolto del gas a pressione (CO2, nella fattispecie). Nel momento in cui il tappo viene tolto l’anidride carbonica ritorna al suo stato gassoso sprigionando una quantità di bollicine e tende a fuoriuscire con violenza dal suo contenitore, “sparando” il tappo.

Se quest’operazione è fatta con estrema cautela si può evitare la fuoriuscita dello spumante proprio come nell’organismo; le disattenzioni e le imprudenze si possono pagare a caro prezzo con possibili incidenti da decompressione anche gravi.

Una volta usciti dall’acqua la Desaturazione non sarà ancora terminata, per questo motivo non si bisogna fare sforzi fisici e salire di quota dopo un’immersione.

Nel caso inoltre di seconda immersione dovrà essere affrontata con particolari tabelle che tengano conto dell’azoto residuo ancora presente nel nostro organismo

Formulata dal chimico Jhon Dalton nel 1807, definisce che la Pressione Totale di una miscela di gas è la somma delle pressioni parziali dei singoli gas della miscela.

Inoltre la Pressione parziale di un componente di una miscela di gas è la pressione che questo avrebbe qualora occupasse, da solo, il volume a disposizione dell’intera miscela alla medesima temperatura 

Questo significa che ogni gas presente in una miscela ideale, agisce come se l’altro gas non fosse presente e, pertanto, le pressioni di ciascun gas possono essere semplicemente sommate. 

ENUNCIATO

La pressione totale esercitata da una miscela ideale di gas ideali è uguale alla somma delle pressioni parziali che sarebbero esercitate dai gas se fossero presenti da soli in un eguale volume.

FORMULA

PT = ∑ Pp 

PT = PRESSIONE TOTALE DELLA MISCELA

∑   = SOMMATORIA

Pp = PRESSIONE PARZIALE DEI COMPONENTI LA MISCELA

FORMULA ESTESA NEI GAS IDEALI

PT = RT ∑Ni

V

PT = PRESSIONE TOTALE DELLA MISCELA

R  = COSTANTE DEL GAS

V  = VOLUME DEL CONTENITORE

T  = TEMPERATURA ASSOLUTA IN GRADI KELVIN

∑  = SOMMATORIA

Ni = PRESSIONE PARZIALE DEI COMPONENTI LA MISCELA

ESEMPI LEGGE DI DALTON

Considerando i componenti principali dell’aria, al livello del mare,  che sono: azoto (nella percentuale molare del 78%), ossigeno (nella percentuale molare del 20,96%), anidride carbonica (nella percentuale molare dello 0,03%), argon (nella percentuale molare dello 0,8%), altri gas (nella percentuale molare dello 0,21%).

Secondo la legge di Dalton, la somma delle corrispondenti pressioni parziali deve essere uguale alla pressione atmosferica (1 atm = 101,3 kPa), infatti se: azoto: 79,014 kPa, ossigeno: 21,232 kPa, anidride carbonica: 0,0304 kPa, argon: 0,8104 kPa,altri gas: 0,2127 kPa, il Totale (aria) sarà: 101,3 kPa. 

Possiamo utilizzare diverse unità di misura, ma il risultato al livello del mare che darà la somma delle pressioni parziali, per pressione parziale si intende la pressione che tale gas avrebbe da solo se occupasse tutto il volume della miscela dei gas componenti  l’atmosfera darà sempre il valore totale  della pressione atmosferica:

Gas N2/592,8 mmHg+

Gas O2/159,3 mmHg+

Gas CO2/0,3  mmHg+

Vari/7,6   mmHg =

Aria 760mmHg

Ovviamente le eventuali variazioni delle Pressione Totale della miscela di gas, come avviene durante le variazioni di quota in montagna o durante le immersioni, provoca di conseguenza una variazione delle pressioni parziali dei singoli gas componenti la miscela.

METODI PER RICAVARE LE PRESSIONI PARZIALI IN RELAZIONE ALLA PRESSIONE TOTALE

Per ricavare la pp di un singolo gas alle diverse quote bisogna conoscere: il valore della pp del singolo gas e il valore della pressione ambiente quindi per ottenerne le percentuali delle pressioni parziali dei vari gas alle varie quote moltiplicare il valore del gas per la quota in esame e dividere per cento.

0 METRI 1012 MILLIBAR 763HG 1ATM

 Avremo un aumento equivalente ogni dieci metri d’acqua, più la pressione atmosferica, quindi:

20 METRI 3036 MILLIBAR 2289HG 3ATM

Conoscendo questi dati possiamo ricavare la pressione parziale di un gas del miscuglio alle varie quote di altitudine e alle varie profondità, es:

 80 METRI DI PROFONDITA’ = 9 ATMOSFERE ASSOLUTE

20 PER 9 DIVISO 100 =     1,8

79 PER 9 DIVISO 100 =    7,11

1 PER 9 DIVISO 100 =    0,009

TOTALE  9

N.B. Per semplicità di calcolo si numeri interi, ma anche con i decimali il risultato è lo stesso, es.: O2 = 0,20 per 9 = 1,8

Sempre con questi dati possiamo ricavare la pressione parziale dei vari gas alle varie profondità, es:

80 METRI DI PROFONDITA’ = 9 ATMOSFERE ASSOLUTE

20 PER 9 DIVISO 100 =     1,8

79 PER 9 DIVISO 100 =    7,11

1 PER 9 DIVISO 100 =    0,009

TOTALE  9

Quindi la pressione       parziale   dell’O2 a 80 metri è di 1,8 atm quella dell’N è di 7,11 atm e la CO2 e gli altri hanno una pressione parziale di 0,009 atm

Immergendoci. all’aumentare della profondità aumenta la pressione dell’aria che respiriamo quindi aumentano le pressioni parziali  di ossigeno ed azoto ed i loro effetti sull’organismo.

La pp di un gas influenza gli effetti biologici del gas stesso, e le sue interazioni con il corpo umano provocano effetti sul metabolismo variabili a seconda delle pp a cui il gas è disponibile (VEDI FISIOLOGIA).

Variando la pressione rimane invariata la percentuale dei gas componenti il miscuglio. con il variare della pressione dell’aria, varierà anche la pp dei singoli gas componenti il miscuglio ma non le loro percentuali.

E’ importante ricordare che la pressione atmosferica varia anche al variare dell’altitudine di riferimento.

Il principio, comporta quindi che variando la pressione dell’aria respirata variano anche le pressioni parziali dei gas che la compongono e variano di conseguenza gli effetti provocati sull’organismo dai gas stessi. 

Ad esempio l’ossigeno, che costituisce circa il 20% dell’aria che respiriamo (ovvero ha una pressione parziale di 200 millibar) se respirato ad una profondità di 30 metri (ovvero a 4 bar) ha una pressione parziale di 800 millibar. L’ossigeno diviene tossico se respirato ad una pressione parziale di circa 1.6 bar, se respirato miscelato nell’aria della bombola diviene quindi tossico a 62 metri circa, respirato invece in forma pura (con autorespiratore ad ossigeno) diviene tossico a 6 metri. Ovvio che questi valori possono avere diversi range secondo il fisico e l’allenamento. 

Anche gli scambi gassosi avvengono in parte grazie a gradienti di pressione parziale dei singoli gas fra aria alveolare e il sangue. I gas si spostano dal luogo dove hanno maggior pressione a luoghi a pressione inferiore. L’ossigeno lascia la sede alveolare, dove ha una pressione parziale di circa 100 mmHg e si dirige nel sangue dove ha una pressione di circa 40 mmHg (VEDI FISIOLOGIA).

L’anidride carbonica invece dal sangue, dove ha una pressione di circa 46 mmHg, passa all’alveolo dove ha una pressione di circa 40 mmHg. Ricordiamo che la solubilità (diffusibilità) dell’anidride carbonica è 25 volte superiore a quella dell’ossigeno.