กฎของก๊าซ (THE GAS LAWS)

            ปัญหาด้านสรีรวิทยาการบินที่สำคัญ มักจะเกี่ยวข้องกับการเปลี่ยนแปลงของความกดบรรยากาศ ปริมาตรของก๊าซ และอุณหภูมิ ดังนั้นจึงจำเป็นที่จะต้องทำความรู้ และเข้าใจถึงธรรมชาติของก๊าซในเรื่องต่างๆ ซึ่งก็คือ กฎของก๊าซ นั่นเอง

กฎของบอยล์ (Boyle's Law)

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 นำมาใช้อธิบายปรากฏการณ์ที่ก๊าซในโพรงต่างๆ ของร่างกาย เช่น หู ชั้นกลาง โพรงไซนัส ปอด ทางเดินอาหาร เกิดการขยายตัวขึ้นเมื่อทำการบินสู่ระยะสูง ทำให้เกิดอาการปวดหู ปวดไซนัส หรือปวดท้องได้


กฎของดาลตัน (Dalton's Law)



            ตัวอย่าง : บรรยากาศประกอบด้วยก๊าซที่สำคัญคือ ออกซิเจน และไนโตรเจน ที่ระดับน้ำทะเลมีความกดดันบรรยากาศ ๗๖๐ มม.ปรอท โดยเป็นความกดดันของออกซิเจน ๑๕๒ มม.ปรอท และของไนโตรเจน ๖๐๘ มม.ปรอท เป็นต้น

            กฎของดาลตัน ใช้อธิบายปรากฏการณ์ของการเกิดภาวะพร่องออกซิเจน ถึงแม้ว่าปริมาตรของออกซิเจนจะมีค่าคงที่ประมาณร้อยละ ๒๑ ในบรรยากาศก็ตาม แต่เมื่อขึ้นไปที่ระยะสูงความกดบรรยากาศลดลง ทำให้ความกดดันของออกซิเจนลดลงเป็นสัดส่วนกัน จึงทำให้มีความกดดันของออกซิเจนไม่เพียงพอต่อความต้องการของร่างกาย

กฎของเฮนรี (Henry's Law)

นั่นคือ : P1/P2 = A1/A2

เมื่อ

P1 = ความกดดันของก๊าซครั้งแรก

P2 = ความกดดันของก๊าซครั้งหลัง

A1 = ปริมาตรของก๊าซที่ละลายอยู่ในของเหลวครั้งแรก

A2 = ปริมาตรของก๊าซที่ละลายอยู่ในของเหลวครั้งหลัง

            ตัวอย่าง : หากคนๆ หนึ่งมีก๊าซละลายอยู่ในเลือด ๑,๐๐๐ ลบ.ซม. ที่ระดับน้ำทะเล เมื่อคนผู้นั้นขึ้นไปอยู่ที่ระยะสูง ๑๘,๐๐๐ ฟุตจากระดับน้ำทะเล ซึ่งมีความกดของบรรยากาศลดลงเหลือ ๓๘๐ มม.ปรอท ทำให้ปริมาณของก๊าซที่สามารถละลายอยู่ในเลือดลดลงเหลือเพียง ๕๐๐ ลบ.ซม. ส่วนก๊าซที่เหลืออีก ๕๐๐ ลบ.ซม. จะแยกตัวออกจากเลือด แล้วหลุดลอยออกไปเป็นฟองก๊าซ

            กฎของเฮนรี ใช้อธิบายปรากฏการณ์ที่ก๊าซซึ่งละลายอยู่ในของเหลวในร่างกาย แยกตัวออกมาเป็นฟองก๊าซ ไปรบกวนการทำงานของร่างกายส่วนต่างๆ

กฎของชาร์ลส (Charle's Law)

นั่นคือ P1/P2=T1/T2

เมื่อ

P1 = ความกดดันของก๊าซครั้งแรก

P2 = ความกดดันของก๊าซครั้งหลัง

v T1 = อุณหภูมิของก๊าซครั้งแรก

T2 = อุณหภูมิของก๊าซครั้งหลัง

            ตัวอย่าง : ออกซิเจนในถังประจำเครื่องบินมีความกดดัน ๔๕๐ ปอนด์ ต่อ ตร.นิ้ว เมื่อทำการบินที่ระยะสูง ๑๘,๐๐๐ ฟุต ที่มีอุณหภูมิ -๒๑ องศาเซลเซียส (อุณหภูมิมาตรฐานที่ระดับน้ำทะเล คือ ๑๕ องศาเซลเซียส ตามตารางแสดงความกดบรรยากาศและอุณหภูมิที่ระยะสูงต่างๆ และในการคำนวณตามกฎนี้ ใช้ค่าอุณหภูมิเป็นองศา K ซึ่ง ๑ องศาเซลเซียสมีค่าเท่ากับ ๒๗๓ องศา K) ความกดดันของออกซิเจนในถังจะเหลือเพียง ๓๙๖ ปอนด์ต่อ ตร.นิ้ว

            กฎนี้ไม่มีความสำคัญต่อสรีรวิทยาของมนุษย์ เนื่องจากร่างกายคนเรามีอุณหภูมิคงที่อยู่เสมอ แต่ใช้อธิบายถึงการที่ความกดดันของออกซิเจน ในถังลดลง เมื่อขึ้นไปสู่ระยะสูง ถึงแม้ว่าจะยังไม่ได้มีการเปิดใช้เลยก็ตาม

            กฎการแพร่กระจายของก๊าซ (Law of Gaseous Diffusion)


            กฎข้อนี้ใช้อธิบายให้ทราบถึงการแลกเปลี่ยนของก๊าซ ระหว่างอากาศที่หายใจเข้าไปในปอดกับก๊าซในกระแสโลหิต ที่ไหลเวียนมาฟอกที่ปอด และระหว่างก๊าซในกระแสโลหิตกับเซลล์ต่างๆ ของร่างกาย ในการนำเอาออกซิเจนไปใช้ประโยชน์