กฎของก๊าซ (THE GAS LAWS)

      ปัญหาด้านสรีรวิทยาการบินที่สำคัญมักจะเกี่ยวข้องกับการเปลี่ยนแปลงของความกดบรรยากาศ ปริมาตรของก๊าซและอุณหภูมิ  ดังนั้นจึงจำเป็นที่จะต้องทำความรู้และเข้าใจถึงธรรมชาติของก๊าซในเรื่องต่าง ๆ ซึ่งก็ คือ กฎของก๊าซ นั่นเอง 

กฎของบอยล์ (Boyle's Law)

" ปริมาตรของก๊าซจะเปลี่ยนแปลงเป็นปฏิภาคกลับกับความกดดันของก๊าซนั้น เมื่ออุณหภูมิคงที่ "

นั่นคือ P1/P2 = V2/V1

เมื่อ

P1 = ความกดดันของก๊าซครั้งแรก

P2 = ความกดดันของก๊าซครั้งหลัง

V1 = ปริมาตรของก๊าซครั้งแรก

V2 = ปริมาตรของก๊าซครั้งหลัง

      ตัวอย่าง : บัลลูนลูกหนึ่งบรรจุก๊าซไว้ ๑,๐๐๐ ลบ.ซม. ที่ระดับน้ำทะเล ซึ่งมีความกดบรรยากาศ ๗๖๐ มม.ปรอท ครั้นเมื่อบัลลูนลูกนี้ขึ้นไปอยู่ที่ระยะสูง ๑๘,๐๐๐ ฟุตจากระดับน้ำทะเล ซึ่งมีความกดดันของบรรยากาศ ๓๘๐ มม.ปรอท ก๊าซซึ่งบรรจุไว้จะกลายเป็น ๒,๐๐๐ ลบ.ซม. หากอุณหภูมิคงที่ตลอดเวลา 
      กฎของบอยล์ นำมาใช้อธิบายปรากฏการณ์ที่ก๊าซในโพรงต่าง ๆ ของร่างกาย เช่น หู ชั้นกลาง โพรงไซนัส ปอด ทางเดินอาหาร เกิดการขยายตัวขึ้นเมื่อทำการบินสู่ระยะสูง ทำให้เกิดอาการปวดหู ปวดไซนัส หรือปวดท้องได้ 

 

 

กฎของดาลตัน (Dalton's Law)

 

" ความกดดันของก๊าซผสม ย่อมเท่ากับผลบวกของความกดดันของก๊าซแต่ละอย่าง ที่เป็นส่วนประกอบของก๊าซผสมนั้น " 

 

 

นั่นคือ : P_t=P₁+P₂+...P_n 
เมื่อ : P_t = ความกดดันของก๊าซผสม 
P₁,P₂...,P_n = ความกดดันของก๊าซแต่ละอย่าง 
      ตัวอย่าง : บรรยากาศประกอบด้วยก๊าซที่สำคัญคือ ออกซิเจน และไนโตรเจน ที่ระดับน้ำทะเลมีความกดดันบรรยากาศ ๗๖๐ มม.ปรอท โดยเป็นความกดดันของออกซิเจน ๑๕๒ มม.ปรอท และของไนโตรเจน ๖๐๘ มม.ปรอท เป็นต้น 
      กฎของดาลตัน ใช้อธิบายปรากฏการณ์ของการเกิดภาวะพร่องออกซิเจน ถึงแม้ว่าปริมาตรของออกซิเจนจะมีค่าคงที่ประมาณร้อยละ ๒๑ ในบรรยากาศก็ตาม แต่เมื่อขึ้นไปที่ระยะสูงความกดบรรยากาศลดลงทำให้ความกดดันของออกซิเจนลดลงเป็นสัดส่วนกันจึงทำให้มีความกดดันของออกซิเจนไม่เพียงพอต่อความต้องการของร่างกาย 

กฎของเฮนรี (Henry's Law)

 

" ปริมาณของก๊าซที่ละลายอยู่ในของเหลวจะเปลี่ยนแปลงเป็นปฏิภาคโดยตรงกับความกดดันของก๊าซที่กระทำเหนือของเหลว " 
 

นั่นคือ : P1/P2 = A1/A2

เมื่อ

P1 = ความกดดันของก๊าซครั้งแรก

P2 = ความกดดันของก๊าซครั้งหลัง

A1 = ปริมาตรของก๊าซที่ละลายอยู่ในของเหลวครั้งแรก

A2 = ปริมาตรของก๊าซที่ละลายอยู่ในของเหลวครั้งหลัง

      ตัวอย่าง : หากคน ๆ หนึ่งมีก๊าซละลายอยู่ในเลือด ๑,๐๐๐ ลบ.ซม. ที่ระดับน้ำทะเล เมื่อคนผู้นั้นขึ้นไปอยู่ที่ระยะสูง ๑๘,๐๐๐ ฟุตจากระดับน้ำทะเล ซึ่งมีความกดของบรรยากาศลดลงเหลือ ๓๘๐ มม.ปรอท ทำให้ปริมาณของก๊าซที่สามารถละลายอยู่ในเลือดลดลงเหลือเพียง ๕๐๐ ลบ.ซม. ส่วนก๊าซที่เหลืออีก ๕๐๐ ลบ.ซม. จะแยกตัวออกจากเลือดแล้วหลุดลอยออกไปเป็นฟองก๊าซ 
      กฎของเฮนรี ใช้อธิบายปรากฏการณ์ที่ก๊าซซึ่งละลายอยู่ในของเหลวในร่างกายแยกตัวออกมาเป็นฟองก๊าซไปรบกวนการทำงานของร่างกายส่วนต่าง ๆ 

กฎของชาร์ลส (Charle's Law)

 

" ความกดดันของก๊าซจะเปลี่ยนแปลงเป็นปฏิภาคโดยตรงกับอุณหภูมิของก๊าซนั้น เมื่อปริมาตรคงที่ " 

นั่นคือ P1/P2=T1/T2

เมื่อ

P1 = ความกดดันของก๊าซครั้งแรก

P2 = ความกดดันของก๊าซครั้งหลัง

v T1 = อุณหภูมิของก๊าซครั้งแรก

T2 = อุณหภูมิของก๊าซครั้งหลัง

      ตัวอย่าง : ออกซิเจนในถังประจำเครื่องบินมีความกดดัน ๔๕๐ ปอนด์ต่อตร.นิ้ว  เมื่อทำการบินที่ระยะสูง ๑๘,๐๐๐ ฟุต ที่มีอุณหภูมิ -๒๑ องศาเซลเซียส (อุณหภูมิมาตรฐานที่ระดับน้ำทะเล คือ ๑๕ องศาเซลเซียส  ตามตารางแสดงความกดบรรยากาศและอุณหภูมิที่ระยะสูงต่าง ๆ และในการคำนวณตามกฎนี้ใช้ค่าอุณหภูมิเป็นองศา K ซึ่ง ๑ องศาเซลเซียสมีค่าเท่ากับ ๒๗๓ องศา K) ความกดดันของออกซิเจนในถังจะเหลือเพียง ๓๙๖ ปอนด์ต่อตร.นิ้ว 
      กฎนี้ไม่มีความสำคัญต่อสรีรวิทยาของมนุษย์ เนื่องจากร่างกายคนเรามีอุณหภูมิคงที่อยู่เสมอแต่ใช้อธิบายถึงการที่ความกดดันของออกซิเจนในถังลดลงเมื่อขึ้นไปสู่ระยะสูงถึงแม้ว่าจะยังไม่ได้มีการเปิดใช้เลยก็ตาม 

กฎการแพร่กระจายของก๊าซ (Law of Gaseous Diffusion)

 

" ก๊าซอย่างเดียวกันเมื่อถูกกั้นด้วยเยื่อที่ซึมผ่านได้ (Permeable Membrane) จะกระจายออกจากบริเวณที่มีความกดดันสูงไปสู่บริเวณที่มีความกดดันต่ำ จนกระทั่งความกดดันเท่ากัน " 

      กฎข้อนี้ใช้อธิบายให้ทราบถึงการแลกเปลี่ยนของก๊าซระหว่างอากาศที่หายใจเข้าไปในปอดกับก๊าซในกระแสโลหิตที่ไหลเวียนมาฟอกที่ปอดและระหว่างก๊าซในกระแสโลหิตกับเซลล์ต่าง ๆ ของร่างกายในการนำเอาออกซิเจนไปใช้ประโยชน์