НЕРВНАЯ СИСТЕМА У ДЕТЕЙ

ХРОМ.

1) Хром (по-латински – Chromium, от греческого crvma – цвет) – элемент 4 периода, побочной подгруппы 6 группы. Электронная формула – 3s23p63d54s1. На внешнем уровне у него всего 1 электрон, поэтому хром – металл. Валентными являются также 5 электронов предвнешего 3d-подуровня, поэтому максимальная возможная степень окисления – +6.

 

2) Хром – средний по распространённости элемент. В земной коре он содержится в основном в степени окисления +3, основной минерал – хромистый железняк Fe+2Cr+32O4, хром(+3) также замещает в минералах железо и алюминий – так, примесь оксида хрома в корунде придаёт окраску рубину. Обычно хромистый железняк восстанавливают углем в феррохром – сплав хрома с железом, который затем применяют для получения нержавеющей стали. Отделить хром от железа можно сплавлением хромистого железняка с содой при окислительном действии кислорода воздуха: 4FeCr2O4 + 8Na2СO3 + 7O2 = 2Fe+32O3 + 8Na2Сr+6O4 + 8CO2. Хорошо растворимый Na2СrO4 отделяют от нерастворимого оксида железа водой и используют для получения других соединений хрома. Металлический хром восстанавливают из Cr2O3 алюминием (алюмотермия): 2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3. Реакция идёт самопроизвольно за счёт выделяющегося тепла, но реакционную смесь сначала поджигают магнием.

 

3) Хром – серебристый тугоплавкий металл, твёрдый и царапает стекло. Металлическая связь обусловлена 4s-электронами, прочность – ковалентной связью за счёт 3d-электронов. С водой не реагирует, на воздухе устойчив за счёт образования прочной плёнки оксида Cr2O3. Образование этой плёнки является причиной устойчивости нержавеющей стали, в состав которой входит хром.

Хром растворяется в кислотах с выделением водорода: Cr + 2HCl = Cr+2Cl2 + H2. Получаются голубые соли хрома(+2), которые на воздухе быстро окисляются в зелёные соли хрома(+3): 4Cr+2Cl2 + O2 + 4HCl =4Cr+3Cl3 + 2H2O. При диссоциации этих солей хром получается в виде катионов, что типично для металла. В щелочах на воздухе хром растворяется с образованием лимонно-жёлтых хроматов – солей хрома(+6): 2Cr + 4NaOH + 2O2 = 2Na2Сr+6O4 + 2H2O. При этом хром попадает в состав аниона СrO42–, то есть в высшей степени окисления он выступает в функции, аналогичной неметаллам.

 

4) Хрому отвечает множество оксидов, в том числе соединений переменного состава, содержащие несколько степеней окисления сразу. Наиболее простые и типичные – чёрный Cr+2O, зелёный Cr+32O3, красный Cr+6O3. Первые два имеют полимерную структуру с D=3 и КЧ хрома =6, что типично для ионных оксидов. Они очень прочные и тугоплавкие, не растворяются в воде и медленно реагируют с кислотами и щелочами. Наиболее активен CrO3 – это цепной полимер (D=1 и КЧ хрома =4), сходный по строению с типичным ковалентным и кислотным оксидом SO3. При взаимодействии с водой растворяется, давая хромовые кислоты. При достаточном разбавлении получается наиболее простая из них – H2CrO4, аналогичная серной. Ей отвечают соли – хроматы. Распространены также соли дихромовой кислоты H2Cr2O7 – бихроматы. Хромовые кислоты – сильные, так как ион Cr+6 имеет высокий заряд и малый размер, то есть обладает высоким поляризующим действием. Все соединения хрома(+6) – сильные окислители, бихромат калия для этой цели часто применяют в лаборатории.

Низким степеням окисления отвечают гидроксиды – жёлтый Cr(OH)2 (основный, растворяется только в кислотах) и зелёный “Cr(OH)3“ (амфотерный – растворяется и в кислотах, и в щелочах). Их получают действием недостатка щёлочи на растворы солей. При нагревании гидроксидов получаются оксиды.

CrO3 получают действием концентрированной серной кислоты на хромат натрия: Na2CrO4 + 2H2SO4 = CrO3 + Na2SO4 + H2SO4×H2O.

При изменении степени окисления хрома от +2 до +6 радиус иона уменьшается, заряд увеличивается, поляризующее действие увеличивается, основные свойства соединений ослабевают, кислотные усиливаются. В низких степенях окисления – сильные восстановительные свойства (+2 переходит в +3), в высшей – окислительные (+6 переходит в +3).

 

5) В целом хром похож на соседние d-элементы (титан, ванадий, марганец, железо) – горизонтальная аналогия в Периодической системе. Соединения хрома (+6) по кислотным и окислительным свойствам превосходят соединения ванадия (+5) и молибдена (+6), но уступают соединениям марганца (+7). Это можно объяснить изменением степени окисления, снижением радиуса по периоду и увеличением его по подгруппе.


Приложение

22. Дробные реакции катионов

  Ионы калия К+
1. К раствору, содержащему ионы калия, добавляют раствор гексакобальтонитрита натрия Na3[Co(NO2)6]. При этом образуется обильный жёлтый осадок: 2KCl + Na3[Co(NO2)6] = 2NaCl + K2Na[Co(NO2)6]¯, 2K+ + Na+ + [Co(NO2)6]3– = K2Na[Co(NO2)6]¯.
2. Платиновая проволока, смоченная раствором соли калия, окрашивает бесцветное пламя газовой горелки в бледно-фиолетовый цвет.
  Ионы натрия Na+
1. К раствору, содержащему ионы натрия, добавляют раствор цинкуранилацетата Zn(UO2)3(CH3COO)8, подкисленный уксусной кислотой. При этом образуется кристаллический осадок светложёлтого цвета: NaCl + Zn(UO2)3(CH3COO)8 + 9H2O +CH3COOH = HCl + NaZn(UO2)3(CH3COO)9×9H2O¯.
2. Проволока, смоченная раствором соли натрия, окрашивает пламя в жёлтый цвет.
  Ионы аммония NH4+
1. К раствору, содержащему ионы аммония, реактив Несслера (щелочной раствор тетраиодомеркурата калия K2[HgI4]). При этом образуется обильный буро-оранжевый осадок: NH4Cl + 2K2[HgI4] + 4KOH = [Hg2N]I×H2O¯ + 7KI + KCl + 3H2O.
2. К раствору, содержащему ионы аммония, добавляют щёлочь и подогревают. По запаху определяют образование аммиака: NH4Cl + NaOH = NaCl + H2O + NH3­, NH4+ + OH– = H2O + NH3­.
  Ионы магния Mg2+
1. При добавлении к раствору солей магния аммиачного раствора гидрофосфата натрия (pH=10) образуется белый кристаллический осадок: MgCl2 + Na2HPO4 + NH3 = MgNH4PO4¯ + 2NaCl, Mg2+ + HPO42– + NH3 = MgNH4PO4¯.
2. Если к раствору соли магния добавить раствор щёлочи, образуется аморфный осадок Mg(OH)2, хорошо растворимый в кислотах и растворах солей аммония: MgCl2 + 2NaOH = Mg(OH)2¯ + 2NaCl Mg2+ + 2OH– = Mg(OH)2¯ Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O, Mg(OH)2 + 2NH4Cl = MgCl2 + 2”NH4OH”
  Ионы бария Ba2+
1. При действии на соли бария раствором серной кислоты или её солей образуется белый осадок, который не растворяется в HCl: BaCl2 + H2SO4 = BaSO4¯ + 2HCl, Ba2+ + SO42– = BaSO4¯. Сульфаты кальция и стронция в серной кислоте растворяются, поэтому не осаждаются и определению бария не мешают.
2. При действии на соль бария раствором бихромата калия в присутствии уксусной кислоты выпадают жёлтые кристаллы: 2BaCl2 + 2CH3COOH + K2Cr2O7 = 2BaCrO4¯ + 2CH3COOK + H2O. Ионы кальция и стронция определению не мешают.
3. При нанесении на фильтровальную бумагу капли соли бария и последующем действии на неё раствора родизоната натрия Na2C6O6 на бумаге появляется красно-бурое пятно состава BaC6O6. При действии раствором HCl пятно становится розово-красным вследствие превращения в кислый родизонат бария.
4. Проволока, смоченная раствором соли бария, окрашивает пламя горелки в зелёный цвет.
  Ионы стронция Sr2+
1. При добавлении к раствору соли стронция насыщенного раствора сульфата кальция CaSO4 образуется белый осадок сульфата стронция: Sr2+ + SO42– = SrSO4¯. Ионы кальция определению не мешают.
2. При нанесении на фильтровальную бумагу капли соли стронция и последующем действии на неё раствора родизоната натрия Na2C6O6 на бумаге появляется красно-бурое пятно осадка SrC6O6. При смачивании пятна раствором соляной кислоты осадок растворяется и исчезает.
3. Проволока, смоченная раствором соли стронция, окрашивает пламя горелки в карминово-красный цвет.
  Ионы кальция Ca2+
1. При добавлении к раствору соли кальция раствора оксалата аммония (NH4)2C2O4 образуется белый осадок CaC2O4, нерастворимый в CH3COOH, но растворимый в HCl: Ca2+ + C2O42– = CaC2O4¯, CaC2O4 + 2H+ = H2C2O4 + Ca2+. Реакцию проводят при отсутствии в растворе солей ионов бария и стронция, которые мешают определению.
2. Проволока, смоченная раствором соли кальция, окрашивает пламя горелки в кирпично-красный цвет.
  Ионы алюминия Al3+
1. При взаимодействии соли алюминия с недостатком разбавленного раствора щёлочи выпадает белый студенистый осадок Al(OH)3 (точнее, Al2O3×xH2O): AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3¯ + 3NaCl, Al3+ + 3OH– = Al(OH)3¯. Этот осадок растворяется в кислотах и щелочах, так как он является амфотерным: Al(OH)3¯ + 3HCl = AlCl3 + 3H2O, Al(OH)3¯ + 3H+ = Al3+ + 3H2O, Al(OH)3¯ + NaOH + 2H2O = Na[Al(OH)4(OH2)2], Al(OH)3¯ + OH– + 2H2O = [Al(OH)4(OH2)2] –.
2. На фильтровальную бумагу наносят каплю раствора жёлтой кровяной соли K4[Fe(CN)6], в центр пятна помещают каплю раствора соли алюминия, затем обрабатывают бумагу газообразным аммиаком (следует подержать её над открытой склянкой с концентрированным раствором аммиака). Затем пятно по внешней окружности смачивают раствором ализарина и снова обрабатывают газообразным аммиаком. В присутствии ионов алюминия появляется розовое пятно на фиолетовом фоне.
  Ионы хрома Cr3+
1. Разбавленные растворы гидроксидов калия или натрия (взятые в недостатке), а также водный раствор аммиака осаждают из растворов солей хрома(+3) серо-зелёный осадок “Cr(OH)3“ (точнее, Cr2O3×xH2O): CrCl3 + 3NaOH = “Cr(OH)3“¯ + 3NaCl, CrCl2+ + 3OH– = “Cr(OH)3“¯ + Cl–. Этот гидроксид является амфотерным, то есть, он растворяется в кислотах и щелочах: “Cr(OH)3“¯ + 3HCl = CrCl3 + 3H2O, “Cr(OH)3“¯ + 3H+ = Cr3+ + 3H2O, “Cr(OH)3“¯ + NaOH + 2H2O = Na[Cr(OH)4(OH2)2], “Cr(OH)3“¯ + OH– + 2H2O = [Cr(OH)4(OH2)2] –.
2. Действием различных сильных окислителей соединения хрома(+3) переводят в соединения хрома(+6). Если к раствору соли хрома(+3) добавить немного раствора щёлочи и такое же количество 3%-ного раствора перекиси водорода H2O2, то после осторожного нагревания смеси зелёная или темно-синяя окраска, присущая соединениям хрома(+3), перейдёт в жёлтую, характерную для образовавшегося хромата Na2CrO4: 2CrCl3 + 10NaOH + 3H2O2 = 2Na2CrO4 + 6 NaCl + 8H2O.

 

 

  Ионы железа Fe3+
1. Разбавленные растворы гидроксидов калия или натрия, а также водный раствор аммиака осаждают из растворов солей железа(+3) красно-бурый осадок “Fe(OH)3“ (точнее, Fe2O3×xH2O): FeCl3 + 3NaOH = “Fe(OH)3“¯ + 3NaCl, FeCl2+ + 3OH– = “Fe(OH)3“¯ + Cl–. Осадок растворяется в кислотах, но не растворяется в щелочах: 2“Fe(OH)3“¯ + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 6H2O, “Fe(OH)3“¯ + 3H+ = Fe3+ + 3H2O.
2. Соли железа(+3) образуют с раствором роданида калия или аммония кроваво-красное растворимое соединение. В разбавленных растворах преобладает форма Fe(SCN)2+: FeCl3 + 2KSCN = [Fe(SCN)2]Cl + 2KCl, FeCl2+ + 2SCN– = Fe(SCN)2+ + Cl–.
3. При добавлении к раствору соли железа(+3) раствора жёлтой кровяной соли K4[Fe+2(CN)6] образуется тёмно-синий раствор или осадок, называемый берлинской лазурью (prussian blue), которому приписывают формулы K[Fe+2Fe+3(CN)6]×H2O или Fe+34[Fe+2(CN)6]3×xH2O. Последние две реакции очень чувствительны и уникальны для железа(+3), другие катионы 3 группы не мешают им.
  Ионы железа Fe2+
1. При добавлении к раствору соли железа(+2) раствора красной кровяной соли K3[Fe+3(CN)6] образуется тёмно-синий раствор или осадок, называемый турнбулевой синью. Его иногда отождествляют с берлинской лазурью и приписывают ему формулы K[Fe+2Fe+3(CN)6]×H2O или Fe+23[Fe+3(CN)6]2×xH2O. Очевидно, что синее окрашивание связано с сосуществованием в продукте двух разных степеней окисления железа, между которыми происходит обмен электроном. Ион железа(+3) с красной кровяной солью такой реакции не даёт.
2. При добавлении к раствору соли железа(+2) щёлочи выпадает светло-зелёный осадок гидроксида железа Fe(OH)2: FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2¯ + Na2SO4, Fe2+ + 2OH– = Fe(OH)2¯. Даже малая примесь железа(+3), которая быстро возникает в присутствии кислорода воздуха, способствует потемнению осадка. По мере окисления он становится тёмно-зелёным, синим, чёрным, и, наконец, коричневым, что отвечает гидроксиду железа(+3). Окисление ускоряется при интенсивном взбалтывании пробирки с осадком.

 

 

  Ионы марганца Mn2+
1. При добавлении к раствору соли марганца(+2) щёлочи выпадает белый осадок гидроксида Mn(OH)2: MnSO4 + 2NaOH = Mn(OH)2¯ + Na2SO4, Mn2+ + 2OH– = Mn(OH)2¯. На воздухе он постепенно буреет вследствие окисления (обычно предполагают переход в MnO2). Процесс окисления ускоряется при интенсивном взбалтывании пробирки с осадком. Можно также добавить немного бромной воды.
2. Соединения марганца(+2) могут быть окислены в высшую степень окисления. Налейте в пробирку концентрированной HNO3, добавьте несколько крупинок PbO2 и каплю разбавленного раствора соли марганца(+2). После осторожного нагревания пробирки под тягой наблюдают появление малиново-розовой окраски, характерной для перманганат-иона MnO4–: 2Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 +2H2O.
  Ионы цинка Zn2+
1. При взаимодействии соли цинка с недостатком разбавленного раствора щёлочи выпадает белый аморфный осадок Zn(OH)2: ZnSO4 + 2NaOH = Zn(OH)2¯ + Na2SO4, Zn2+ + 2OH– = Zn(OH)2¯. Этот осадок растворяется в кислотах и щелочах – он является амфотерным: Zn(OH)2¯ + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O, Zn(OH)2¯ + 2H+ = Zn2+ + 2H2O, Zn(OH)2¯ + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4(OH2)2], Zn(OH)2¯ + 2OH– + 2H2O = [Zn(OH)4(OH2)2] 2–. Ионы алюминия ведут себя так же и мешают определению.
2. При добавлении к раствору соли цинка раствора жёлтой кровяной соли K4[Fe+2(CN)6] образуется белый осадок: 3ZnSO4 + 2K4[Fe+2(CN)6] = K2Zn3[Fe+2(CN)6]2¯ + 3K2SO4, 3Zn2+ + 2K+ + 2[Fe+2(CN)6]4– = K2Zn3[Fe+2(CN)6]2¯. Эта реакция позволяет отличить цинк от алюминия, который с жёлтой кровяной солью осадка не образует.

 

  Ионы меди Cu2+
1. При взаимодействии соли меди с недостатком разбавленного раствора аммиака выпадает зеленовато-голубой осадок основной соли, например, Cu2(OH)2SO4. При большем количестве аммиака он постепенно переходит в гидроксид Cu(OH)2, а потом и вовсе растворяется. При этом получается сине-фиолетовый раствор, содержащий комплексный катион [Cu(NH3)4(OH2)2]2+.

 

2. При взаимодействии соли меди с недостатком разбавленного раствора гидроксида натрия или калия выпадает голубой осадок – гидроксид Cu(OH)2: CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2¯ + Na2SO4, Cu2+ + 2OH– = Cu(OH)2¯. Этот осадок хорошо растворяется в кислотах (светло-голубой раствор) и хуже – в щелочах (ярко-синий раствор), так как он является амфотерным с преобладанием основных свойств: Cu(OH)2¯ + 2HCl = CuCl2 + 2H2O, Cu(OH)2¯ + 2H+ = Cu2+ + 2H2O, Cu(OH)2¯ + 2NaOH + 2H2O = Na2[Cu(OH)4(OH2)2] , Cu(OH)2¯ + 2OH– + 2H2O = [Cu(OH)4(OH2)2] 2–. При нагревании гидроксида меди он разлагается с превращением в черный нерастворимый в воде оксид CuO.
  Ионы кадмия Cd2+
1. При взаимодействии соли кадмия с разбавленным раствором гидроксида натрия или калия выпадает белый осадок – гидроксид Cd(OH)2: Cd(NO3)2 + 2NaOH = Cd(OH)2¯ + 2NaNO3, Cd2+ + 2OH– = Cd(OH)2¯. Этот осадок хорошо растворяется в кислотах (получается бесцветный раствор), а в щелочах практически нерастворим. Cd(OH)2¯ + 2HNO3 = CdNO3 + 2H2O, Cd(OH)2¯ + 2H+ = Cd2+ + 2H2O. При нагревании гидроксида кадмия он разлагается с превращением в коричневый нерастворимый в воде оксид CdO.
2. Растворы аммиака с солями кадмия также дают вначале белый осадок гидроксида Cd(OH)2, который далее растворяется с образованием бесцветного аммиачного комплекса [Cd(NH3)6]2+.
  Ионы свинца Pb2+
1. Если к раствору соли свинца(+2) добавить раствор KI, образуется жёлтый осадок иодида свинца: Pb(NO3)2 + 2KI = PbI2¯ + 2KNO3, Pb2+ + 2I– = PbI2¯. Если раствор с небольшим количеством осадка прокипятить, осадок растворяется, но при охлаждении PbI2 опять выделяется в виде золотистых листочков.

 

2. При взаимодействии соли свинца с недостатком разбавленного раствора гидроксида натрия или калия выпадает белый гидроксид Pb(OH)2: Pb(NO3)2 + 2NaOH = Pb(OH)2¯ + 2NaNO3, Pb2+ + 2OH– = Pb(OH)2¯. Этот осадок является амфотерным: Pb(OH)2¯ + 2HNO3 = Pb(NO3)2 + 2H2O, Pb(OH)2¯ + 2H+ = Pb2+ + 2H2O, Pb(OH)2¯ + 2NaOH = Na2[Pb(OH)4], Pb(OH)2¯ + 2OH– = [Pb(OH)4] 2–. Однако в серной и соляной кислоте растворение не наблюдается, так как сульфат и хлорид свинца(+2) – малорастворимые соли. При нагревании гидроксида свинца он разлагается с превращением в жёлтый нерастворимый в воде оксид PbO.

 

23. Дробные реакции аНионов

  Ион SO42– (сульфат)
1. Хлорид бария образует с сульфатом белый кристаллический осадок, нерастворимый в кислотах: Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4¯ + 2NaCl, SO42– + Ba2+ = BaSO4¯.
  Ион PO43– (фосфат)
1. При добавлении к раствору, содержащему фосфат, молибденовой жидкости (смесь раствора молибдата аммония и азотной кислоты), наблюдают выпадение жёлтого осадка: Na3PO4 + 12(NH4)6Mo7O24 + 24HNO3 = (NH4)6[PMo12O40]×6H2O¯ + 3NaNO3 + 6H2O.
2. Фосфат-ион даёт с солью серебра жёлтый осадок, нерастворимый в кислотах: Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4¯ + 3NaNO3, PO43– + 3Ag+ = Ag3PO4¯.
  Ион SO32– (сульфит)
1. При добавлении к раствору соли, содержащей ион сульфита, водного раствора иода (иодной воды) наблюдают обесцвечивание раствора: Na2SO3 + I2 + H2O = Na2SO4 + 2HI, SO32– + I2 + H2O = SO42– + 2H+ + 2I–.

 

  Ион CO32– (карбонат)
1. При действии растворов кислот на карбонаты выделяется углекислый газ. Его можно обнаружить по вспениванию, а пропустив через известковую или баритовую воду (гидроксиды кальция и бария), увидеть образование белой мути: Na2CO3 + 2HCl = CO2­ + H2O + 2NaCl, CO32– + 2H+ = CO2­ + H2O, CO2­ + Ca(OH)2 = CaCO3¯ + H2O.
  Ион Br– (бромид)
1. При действии хлорной воды на растворы бромидов выделяется свободный бром. Он окрашивает водный слой в коричневый цвет, а слой органического растворителя (толуол, четырёххлористый углерод) – в оранжево-бурый цвет: 2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2, 2Br– + Cl2 = 2Cl– + Br2.
  Ион I– (иодид)
1. При действии хлорной воды на растворы иодидов выделяется свободный иод. Он окрашивает водный слой в коричневый цвет, а слой органического растворителя (толуол, четырёххлористый углерод) – в розово-фиолетовый цвет: 2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2, 2I– + Cl2 = 2Cl– + I2. Выделившийся в малых количествах иод окрашивает свежеприготовленный крахмальный клейстер в ярко-синий цвет.
  Ион NO2– (нитрит)
1. При добавлении к концентрированному раствору соли нитрита раствора серной кислоты наблюдается выделение бурого газа: 2NaNO2 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + NO­ + NO2­.
2. При приливании к подкисленному раствору нитрита раствора перманганата калия наблюдается обесцвечивание раствора в результате реакции: 2KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + 3H2O.
  Ион NO3– (нитрат)
1. При прибавлении к 2–3 мл раствора нитрата равного объёма концентрированной серной кислоты и кусочка металлической меди, после нагревания содержимого пробирки наблюдается выделение бурого газа NO2 по реакциям: 2NaNO3 + 4H2SO4 (конц.) + 3Cu = 3CuSO4 + 2NO­ + Na2SO4 + 4H2O, 2NO + O2 = NO2

 

Нервная система объединяет и регулирует жизнедеятельность всего организма. Высший её отдел - головной мозг является органом сознания, мышления.

Она состоит из центральной и периферической. Центральная: головной и спинной мозг. Периферическая: нервы.

Мозговая кора – материальная основа психики. В ЦНС в течение жизни происходит установление новых нервных связей, процесс образования условных рефлексов. Деятельность человека во многом зависит от степени развития, состояния и особенностей нервной системы. Развитие речи и трудовой деятельности человека связано с усложнением и совершенствованием ЦНС, в первую очередь – коры БП.

Нервная ткань обладает свойствами возбуждения и торможения. Они всегда сопутствуют одно другому, постоянно сменяются и переходят одно в другое, представляя собой различные фазы единого нервного процесса. Возбуждение и торможение находятся в постоянном взаимодействии и являются основой всей деятельности центральной нервной системы. Возникновение возбуждения и торможения зависит от воздействия на центральную нервную систему и прежде всего на головной мозг окружающей человека среды и внутренних процессов, происходящих в его организме. Изменения внешней среды вызывают возникновение в ЦНС новых связей на основе уже имеющихся, торможение других условных связей, которые при новой ситуации не полезны. При возникновении в какой-либо части коры больших полушарий значительного возбуждения происходит торможение в других её частях (отрицательная индукция). Возбуждение или торможение, возникнув в той или иной части коры больших полушарий, передаётся далее, как бы разливается с тем, чтобы снова сосредоточиться в каком-либо одном месте (иррадиацияиконцентрация).

Процессы возбуждения и торможения имеют существенное значение в деле обучения и воспитания, поскольку понимание и использование их даёт возможность развивать и совершенствовать новые нервные связи, новые ассоциации, навыки, умения, знания. Но сущность воспитания и обучения не сводится лишь к взаимодействию этих процессов. Кора больших полушарий человека обладает свойствами разностороннего восприятия явлений окружающей жизни, образования понятий, закрепления их в сознании (усвоение, память и др.) и сложных психических функций (мышление).

Развитие нервной системы, и в первую очередь головного мозга, у детей представляет большой интерес, поскольку НС интегрирует работу всех органов и систем организма, служит материальной основой психической деятельности. К моменту рождения у ребёнка нервная система обладаем огромным потенциалом развития.

Вес головного мозга новорождённого относительно велик, он составляет 1/9 веса всего тела, а у взрослого это отношение составляет всего лишь 1/40. Поверхность коры больших полушарий у детей в первые месяцы жизни сравнительно гладкая. Главные борозды, лишь намечены, но неглубоки, а борозды второй и третьей категории ещё не сформированы. Извилины слабо выражены. Нервные клети (нейроны) в больших полушариях новорождённого не дифференцированы, имеют веретенообразную форму с очень небольшим количеством нервных разветвлений, клетки имеют аксоны, а дендриты только начинают оформляться.

В созревании коры выделяют два процесса. Первый — рост коры за счет увеличения расстояния между нейронами и их миграции к месту конечной локализации от места «рождения», то есть за счет образования волокнистого компо­нента - дендритов и аксонов. Второй — дифференцировка нервных элементов, созревание разных типов нейронов.

Выработка нейронов происходит в эмбриональном периоде и практически завершается к концу второго триместра бере­менности: сформированные нейроны передвигаются к месту своей постоянной локализации. После занятия нейронами соответствующего места начинается дифференциация по функциям, которые они будут выполнять.

Скорость роста коры определяется развитием отростков нейронов и синаптических контактов с другими клетками. Она во всех областях мозга наиболее высока в первые два года жизни ребенка, но в разных зонах наблюдаются собственные темпы роста. К 3 годам происходит замедление и прекращение роста коры в проекционных, к 7 годам — в ассоциативных отделах. Максимальные темпы диффреренцировки роста клетоккоры голов­ного мозга наблюдаются в конце эмбрионального и в начале постнатального периода. У трехлетних детей клетки уже значительно дифференцированы, а у восьмилетних — мало отличаются от клеток взрослого человека.

В более взрослом возрасте усложнение строения нервных клеток с их отростками протекает медленно но не заканчивается одновременно с завершением развития других органов и систем организма. Он продолжается вплоть до 40 лет и даже позднее. Степень развития и дифференцировки нейронов, образования синаптических связей играет определенную роль в последующем проявле­нии способностей индивидуума.

Для выживания нейронов при формировании синапсов важную роль играет их стимуляция. У нейронов, которые подвергаются активной стимуляции, появляются новые синапсы, и они вступают во все более сложные системы коммуникаций в коре головного мозга. Нейроны, лишенные активной стимуляции, погибают. Созревание любой области мозга сопровождается гибелью большого числа нейронов (апоптоз), которые не ока­зались задействованными. Переизбыток синапсов связан с тем, что многие из них выполняют сходные функции, и это гарантирует приобретение необходимых для выживания навыков. Сокращение синапсов переводит «лишние» нейроны в «резерв», который может быть использован на более поздних этапах развития. К семи годам их число уменьшается до уровня, свойственного взрослому. Более высо­кая синаптическая плотность в раннем возрасте рассматривается как основа для усвоения опыта. Избыточность синапсов создает основу для формирования любых видов связей, которые имели место в видо­вом опыте. Однако сохранятся только необходимые для развития в конкретных условиях.

 

Большая часть нервных волокон у новорожденных не покрыта белой миелиновой оболочкой, вследствие чего большие полушария, мозжечок и продолговатый мозг не делятся резко на серое и белое вещество.

В функциональном отношении из всех частей головного мозга у новорождённого наименее развита кора больших полушарий, вследствие чего все жизненные процессы у маленьких детей регулируются главным образом подкорковыми центрами. По мере развития коры больших полушарий у ребёнка совершенствуются как восприятия, так и движения, которые постепенно становятся более дифференцированными и сложными. Вместе с тем всё более и более уточняются, а также усложняются и корковые связи между восприятиями и движениями, всё больше начинает сказываться приобретаемый в течение развития жизненный опыт (знания, умения, двигательные навыки и т. п.).

Наиболее интенсивно происходит созревание коры больших полушарий у детей в течение первых 3 лет жизни. У 2-летнего ребёнка уже имеются все основные черты развития внутрикорковых систем, и общая картина строения головного мозга относительно мало отличается от головного мозга взрослого. Дальнейшее его развитие выражается в совершенствовании отдельных корковых полей и различных слоев мозговой коры и увеличении общего числа миелиновых и внутрикорковых волокон.

Во второй половине первого года жизни развитие условных связей у детей происходит со всех воспринимающих органов (глаза, уши, кожа и др.) однако медленнее, чем в последующие годы. С развитием коры больших полушарий увеличивается продолжительность периодов бодрствования, что благоприятствует образованию новых условных связей. В этот же период закладывается основа будущих речевых звуков, которые связываются с определённой стимуляцией и являются их внешним выражением.

В течение 2-го года жизни у детей одновременно с развитием коры больших полушарий и усилением их деятельности образуются всё новые и новые условно-рефлекторные системы и отчасти различные формы торможения. Особенно интенсивно в функциональном отношении развивается кора больших полушарий в течение 3-го года жизни. В этот период у детей значительно развивается речь, и к концу этого года у ребёнка запас слов в среднем достигает 500.

В последующие годы дошкольного возраста до 6 лет включительно у детей наблюдается дальнейшее развитие функций коры больших полушарий. В этом возрасте у детей значительно усложняется как аналитическая, так и синтетическая деятельность коры больших полушарий. Одновременно происходит дифференциация эмоций. В силу свойственных детям этого возраста подражания и повторения, содействующих образованию новых корковых связей, у них быстро развивается речь, которая постепенно усложняется и совершенствуется. К концу этого периода у детей появляются единичные абстрактные понятия.

Продолговатый мозг к моменту рождения вполне развит и созрел в функциональном отношении. Мозжечок, наоборот, у новорождённых развит слабо, борозды его неглубоки и размеры полушарий малы. Начиная с первого года жизни мозжечок растёт очень быстро. К 3 годам мозжечок у ребёнка по своим размерам приближается к мозжечку взрослого человека, в связи с чем развивается способность сохранения равновесия тела и координации движений.

Что касается спинного мозга, то он растёт не столь быстро, как головной мозг. Однако к моменту рождения у ребёнка достаточно развиты проводящие пути спинного мозга. Миелинизация внутричерепных и спинномозговых нервов у детей заканчивается к 3 месяцам, а периферических- только к 3 годам. Рост миелиновых влагалищ продолжается и в последующие годы.

Развитие функций вегетативной нервной системы у детей происходит одновременно с развитием центральной нервной системы, хотя уже с первого года жизни она в основном оформилась в функциональном отношении.

Высшими центрами, объединяющими вегетативную нервную систему и управляющими её деятельностью, являются подкорковые узлы. Когда по тем или иным причинам у детей расстраивается или ослабевает контролирующая деятельность коры больших полушарий, деятельность подкорковых узлов, в том числе, вегетативной нервной системы становится более ярко выражена.