Resolução da Questão sobre Pressões Parciais
Esta questão aborda o cálculo das pressões parciais dos gases respiratórios utilizando a Lei de Dalton das Pressões Parciais. O ponto crucial é corrigir a pressão total pelo efeito da umidade (pressão de vapor da água) antes de aplicar as porcentagens volumétricas.
Análise Detalhada
Para resolver, devemos seguir uma sequência lógica de cálculos baseada nas leis dos gases ideais aplicadas à fisiologia respiratória.
- Identificação dos Dados:
- Pressão Total no Pulmão (P_{total}): $760 \text{ mmHg}$
- Pressão de Vapor de Água (P_{H_2O}): $47 \text{ mmHg}$
- Composição Volumétrica:
- Nitrogênio (N_2): $80,5\%$
- Oxigênio (O_2): $14,0\%$
- Gás Carbônico (CO_2): $5,5\%$
- Correção pela Umidade (Pressão Seca):
O ar nos alvéolos está saturado de vapor d'água. Para encontrar a pressão que os gases secos exercem individualmente, subtraímos a pressão do vapor d'água da pressão atmosférica total.
P_{secas} = P_{total} - P_{H_2O}
P_{secas} = 760 - 47 = 713 \text{ mmHg} - Cálculo das Pressões Parciais:
Multiplicamos a pressão dos gases secos ($713 \text{ mmHg}$) pela fração percentual de cada componente.
- Nitrogênio (N_2):
P_{N_2} = 713 \times 0,805 \approx 574 \text{ mmHg} - Oxigênio (O_2):
P_{O_2} = 713 \times 0,140 \approx 100 \text{ mmHg} - Gás Carbônico (CO_2):
P_{CO_2} = 713 \times 0,055 \approx 39 \text{ mmHg}
Tabela Resumo dos Resultados
| Componente | Percentual | Cálculo (P_{secas} \times \%) | Pressão Parcial Final |
|---|
| Nitrogênio | $80,5\%$ | $713 \times 0,805$ | $574 \text{ mmHg}$ |
| Oxigênio | $14,0\%$ | $713 \times 0,140$ | $100 \text{ mmHg}$ |
| Gás Carbônico | $5,5\%$ | $713 \times 0,055$ | $39 \text{ mmHg}$ |
Conclusão
As pressões parciais aproximadas exercidas pelos componentes principais no ar alveolar são:
- Nitrogênio: $574 \text{ mmHg}$
- Oxigênio: $100 \text{ mmHg}$
- Gás Carbônico: $39 \text{ mmHg}$
Esses valores somados ($574 + 100 + 39 = 713 \text{ mmHg}$) confirmam a correção feita para remover a pressão da água, garantindo a consistência com a Lei de Dalton.