La intoxicación por monóxido de Carbono es un miedo recurrente de aquellos que aún mantenemos en casa la calefacción por gas y también es un método altamente utilizado por los suicidas. Pero… ¿por qué es tan peligrosa y tan efectiva a la hora de llevarse gente al otro barrio?

Las pocas veces que he oído comentado este fenómeno de mano del algún experto, quizás por mi ignorancia en biología, parece que dan a entender que la intoxicación se produce cuando ya no hay oxígeno que coger y la alternativa es el CO. No se si el resto del mundo les entenderá de la misma forma que yo, pero por si acaso, vengo dispuesto a romper ese mito y mostraros que no, que intoxicarse con CO es mucho más fácil de lo que parece.

Ante todo, debo pedir disculpas. Soy físico teórico y no biólogo, por lo que puede que algunos de los términos que utilice a lo largo de este artículo no sean todo lo correctos que debieran, así que si hay alguien presente que desee corregirme, estaré agradecido.

Queridos lectores, os presento a la hemoglobina

El primer paso es comprender cómo se transportan los gases en nuestra sangre tras ser asimilados por los pulmones. Tanto el oxígeno, vital para nuestra supervivencia, como el monóxido de carbono, asesino sigiloso, tienen una estructura molecular con dos orbitales que pueden recibir electrones para conformar enlace con moléculas mayores. Este mecanismo es aprovechado por una de tantas moléculas enormes que pueblan nuestro organismo y que se conoce como hemoglobina. Esta moleculaza de corazón de hierro (que épico me ha quedado) tiene la capacidad de enlazar de manera débil con el oxígeno, de manera que “se lo carga a la espalda” y lo transporta allí donde haga falta, conformando así un efectivo mecanismo de reparto.

Pero claro, como todo en esta vida, este débil enlace requiere energía, y el valor de esta será distinto según si la hemoglobina decide transportar una molécula de oxígeno (O2) o una de monóxido (CO). Ahora bien ¿cómo se decide cuál de ellas coger? Pues por el método Homer Simpson, la que menos esfuerzo me cueste. Fuera de bromas, lo que efectivamente ocurre es que la hemoglobina enlaza con mayor facilidad cuanta menor sea la energía del enlace necesario.

Por tanto, si analizásemos el problema puro de enlace molecular, encontraríamos que, debido a cuestiones de simetría, es más sencillo enlazar oxígeno que monóxido, pues requiere menos energía. De manera que surge aquí una duda ¿cómo es la intoxicación posible si el oxígeno es más propenso a enlazar con la hemoglobina?

La respuesta a este interrogante es sencilla. Debemos tener en cuenta que en el interior de nuestras venas y arterias, existen, literalmente, millones (y me quedo corto) de moléculas, con lo que la decisión del enlace al final es una cuestión más bien estadística.

Si recordáis el concepto de microestado, en este caso estamos hablando de que hay muchas combinaciones posibles entre moléculas y, por tanto, una gran cantidad de microestados. Para poder contarlos recurrimos a la estadística de Maxwell-Boltzmann, que establece que el número de microestados accesibles es proporcional a la exponencial de menos la energía:

Cuando la hemoglobina decide si enlazar con oxígeno o monóxido, además de la energía de enlace ha de tener en cuenta otra cosa… la facilidad de entrar en contacto con el oxígeno. Esto se puede representar dando un peso estadístico a cada situación distinta posible (enlace con O2, enlace con CO, o enlace con ninguno)

Concretamente, este peso estadístico se conoce como actividad de la muestra gaseosa, y toma valores de alrededor de una cienmilésima para el O2 y una diezmillonésima para el CO.

De esta manera, la función de partición de una situación como la hablada se podría escribir como:

Esto implica que, si bien es más fácil enlazar con el oxígeno, es más sencillo encontrar una molécula de CO debido a factores como su tamaño u otras propiedades físicas, situación que se representa con una actividad más baja para el CO. Por tanto, debido a que tiene menor actividad (al contrario de lo que podría parecer por el nombre de esta cantidad), el enlace más favorable es el de la hemoglobina con el monóxido de carbono.

Esta actividad anterior, en la situación aproximada de gas ideal, tiene una relación directa con la masa y la cantidad de moléculas presentes en un volumen dado, de manera que si dividimos ambas, podemos encontrar una sencilla relación entre las densidades de ambos gases (Oxígeno y Monóxido).

La actividad se define, correctamente, como:

De tal manera que si dividimos las actividades del oxígeno y del monóxido:

De donde se puede extraer, conocidas las actividades y las masas de las dos moléculas que:

Es decir, que las condiciones de enlace favorable con el CO se dan con una concentración de CO  100 veces menor que de O2.

Y, a consecuencia de esta facilidad de encontrar moléculas, el sistema de enlace es capaz de saltarse a la torera el principio de conservación de la energía y, por tanto, enlazar con el CO simplemente con que haya un 1% de este en la atmósfera.

De esta manera, se puede calcular que cantidades del 10% de CO en la atmósfera respirable pueden ser letales, pues la hemoglobina enlaza mucho más rápidamente con este que con la mayor cantidad de oxígeno presente, pese a que pudiésemos esperar lo contrario.

Por supuesto, llegado este punto, la hemoglobina de la sangre no es capaz de transportar más oxígeno y el cuerpo acaba muriendo de asfixia, algo nada agradable.

Por desgracia, a veces la estadística juega contra nosotros de una manera mucho más peligrosa que en la lotería.

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