Mitose e meiose

Mitose
A mitose é um processo contínuo de divisão celular que ocorre em grande parte das células durante parte do ciclo celular. Resumidamente, a mitose é o processo pelo qual uma célula diplóide dá origem a duas outras células diplóides, idênticas à célula-mãe e entre si. Isso quer dizer que uma célula com certo número de cromossomos (no caso humano, seriam 46) originaria outras duas células com a mesma quantidade de cromossomos. A mitose é dividida em fases: prófase, metáfase, anáfase e telófase. O final da mitose, com a separação do citoplasma, é chamado de citocinese.

1. Prófase (P de primeiro)

• Os cromossomos começam a ficar visíveis devido à espiralação
• O nucléolo começa a desaparecer.
• Organiza-se em torno do núcleo um conjunto de fibras (nada mais são do que microtúbulos) originadas a partir dos centrossomos, constituindo o chamado fuso de divisão (ou fuso mitótico).
• Desintegração da carioteca

 2. Metáfase (M de meio)
 Os cromossomos atingem seu grau máximo de condensação e se colocam no equador do fuso. Pelo centrômero os cromossomos estão ligados às fibras do fuso.

 3. Anáfase (A de afastamento)
 É a fase da separação. As fibras do fuso se encurtam em direção aos pólos levando consigo cromátides (partes) dos cromossomos, que passam a constituir um cromossomo independente cada. 

4. Telófase (T de término)
Última etapa da divisão mitótica, caracterizada pelo agrupamento e descondensação dos cromossomos em extremidades opostas, reintegração da carioteca e reaparecimento do nucléolo, finalizando o processo com a citocinese (individualização do citoplasma em duas células-filhas).

5. Citocinese
A partição em duas copias é chamada de citocinese e ocorre, na célula animal, de fora para dentro, isto é, como se a célula fosse estrangulada e partida em duas (citocinese centrípeta). Há uma distribuição de organelas pelas duas células-irmãs. Perceba que a citocinese é, na verdade a divisão do citoplasma. Essa divisão pode ter início já na anáfase, dependendo da célula.

6. Intérfase 
Intérfase é o período que separa duas mitoses. Tal período caracteriza-se por intensa atividade metabólica, resultante da descondensação cromossômica.

A intérfase é dividida em três períodos (G1, S e G2). O período durante o qual ocorre a duplicação do DNA é chamado de S; G1 (do inglês gap intervalo) é o período que antecede a síntese de DNA, enquanto G2 é o período que sucede a síntese de DNA e antecede a mitose.
G1: Síntese de proteínas necessárias para o aumento de tamanho da célula. Nas células que pararam de duplicar esse período torna-se predominante e se chama Gzero.
S (S de síntese): Síntese do DNA
G2: Síntese de proteína continua.

Meiose
A meiose é um processo de divisão celular em que uma célula diplóide (2n) forma quatro células haplóides (n). A meiose consiste em duas divisões celulares, acompanhadas por uma só duplicação cromossômica.
Como ocorre na divisão da mitose, também na meiose, antes de iniciar a divisão celular, a célula passa pela interfase com os períodos G₁, S e G₂ com os seguintes
eventos: 
G₁ e G₂ - Síntese de proteínas e RNA
S - Síntese de DNA (autoduplicação)
A primeira etapa da meiose difere muito de uma mitose, pois ocorrem os fenômenos de pareamento e separação de cromossomos homólogos que não ocorrem na mitose. A segunda etapa da meiose é semelhante à mitose.

Meiose I

1. Prófase I – É a etapa mais marcante da meiose. Nela ocorre o pareamento dos cromossomos homólogos e pode acontecer um fenômeno conhecido como crossing-over (também chamado de permuta)

Como a prófase I é longa, há uma seqüência de eventos que, para efeito de estudo, pode ser dividida nas seguintes etapas:

• Inicia-se a espiralação cromossômica. É a fase de leptóteno (leptós = fino), em que os filamentos cromossômicos são finos, pouco visíveis e já constituídos cada um por duas cromátides.

• Começa a atração e o pareamento dos cromossomos homólogos; é um pareamento ponto por ponto conhecido como sinapse (o prefixo sin provém do grego e significa união). Essa é a fase de zigóteno (zygós = par).

• A espiralação progrediu: agora, são bem visíveis as duas cromátides de cada homólogo pareado; como existem, então, quatro cromátides, o conjunto forma uma tétrade ou par bivalente. Essa é a fase de paquíteno (pakhús = espesso).

• Ocorrem quebras casuais nas cromátides e uma troca de pedaços entre as cromátides homólogas, fenômeno conhecido como crossing-over (ou permuta). Em seguida, os homólogos se afastam e evidenciam-se entre eles algumas regiões que estão ainda em contato. Essas regiões são conhecidas como quiasmas (qui corresponde à letra “x” em grego). Os quiasmas representam as regiões em que houve as trocas de pedaços. Essa fase da prófase I é o diplóteno (diplós = duplo).

• Os pares de cromátides fastam-se um pouco mais e os quiasmas parecem “escorregar” para as extremidades; a espiralação dos cromossomos aumenta. è a última fase da prófase I, conhecida por diacinese (dia = através; kinesis = movimento).

Enquanto acontecem esses eventos, os centríolos, que vieram duplicado da interfase, migram para os pólos opostos e organizam o fuso de divisão; os nucléolos desaparecem; a carioteca se desfaz após o término da prófase I, prenunciando a ocorrência da metáfase I. 

2. Metáfase I: com grau máximo de condensação ou espiralização, maior que na mitose, os cromossomos estão emparelhados no equador celular.

3. Anáfase I
Com o encurtamento das fibras do fuso, os cromossomos homólogos se separam e se dirigem para pólos opostos (disjunção). Não há bipartição dos centrômeros, e as cromátides irmãs permanecem unidas. Em cada pólo, está a metade dos cromossomos da célula-mãe, ainda duplicados. 

4. Telófase I: os cromossomos se desespiralizam, a carioteca se refaz e o citoplasma se divide, formando duas células-filhas haplóides.
Entre o final da divisão I e o início da divisão II, pode ocorrer um pequeno intervalo, a intercinese, no qual não há duplicação do DNA.

Meiose II - Mesma coisa da Mitose 

Reações químicas

Uma reação química ocorre quando certas substâncias sofrem transformações em relação ao seu estado inicial (reagentes). Para que isso possa acontecer, as ligações entre átomos e moléculas devem ser rompidas e devem ser restabelecidas de outra maneira. Como essas ligações podem ser muito fortes, geralmente é necessária energia na forma de calor para iniciar a reação. As equações químicas representam as reações químicas. As substâncias iniciais de uma reação química, as que reagem, são chamadas de reagentes. Já as substâncias finais de uma reação, as que se formam, são chamadas de produto. 

Exemplo:

2 H2 + O2 →  2 H2O + calor
H2 e O2 são os reagentes, e H2O é o produto.
O número que precede a substância é denominado coeficiente. O coeficiente indica a proporção entre as substâncias que participam da reação. Quando a substância não é precedida de nenhum número, significa que o coeficiente é o número 1.

1. Síntese
Na reação de síntese, uma substância composta é formada pela junção de duas ou mais substâncias (simples ou compostas).
Exemplos:

Cu + S → CuS
SO2 + H2O → H2SO3

Tais reações seguem o seguinte modelo geral: A+B→AB

2. Decomposição
É a reação onde uma substância se divide em duas ou mais substâncias de estrutura mais simples.
Exemplos:
2AgBr  →    2Ag  + Br₂
2Cu(NO₃)₂   →    2CuO  +  4NO₂  +  O₂   

3. Simples troca
Ocorre quando uma substância simples reage com uma composta originando novas substâncias: uma simples e outra composta.

A + XY → AY + X

Exemplo: Quando uma lâmina de zinco é introduzida em uma solução aquosa de ácido clorídrico, vai ocorrer a formação de cloreto de zinco e o gás hidrogênio vai ser liberado.

Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl₂(aq) + H₂ (g)

Observe que o Zinco deslocou o Hidrogênio, daí o porque do nome “reação de deslocamento”.

4. Dupla troca

A reação de dupla troca ocorre entre duas substâncias compostas e resulta na produção de outras duas novas substâncias compostas.

Pode ser representada basicamente da seguinte maneira: AB+CD→AD+CB

Estas reações ocorrem, em solução, quando os íons positivos e negativos de uma substância encontram os íons de uma outra substância.

Exemplos:

- Um produto insolúvel é formado em solução aquosa:

KCl + Ag NO3 → KNO3 + AgCl(s)
K2CO3 + 2 HCL → 2 KCL + H2CO3
H2CO3 → H2O + CO2
2K+ + CO3 + 2H+ + 2Cl− → 2K+ + Cl− + H2O + CO2

Óxidos

Óxidos
Esses elementos são caracterizados por se tratarem de compostos binários, ou seja, formados por dois elementos – como é o caso do seguinte exemplo: FeO + Fe₂O₃ = Fe₃O_{4 –} sendo um dos quais o oxigênio, e algum outro que esteja presente na tabela, mas menos eletronegativo – o caso do composto OF₂, não  caracteriza um óxido, pois o flúor é um elemento mais eletronegativo que o Oxigênio, o que quebra um dos parâmetros básicos para a definição de óxidos.

1. Classificação 
A) Óxidos Básicos: reagem com água para formar bases ou reagem com ácidos formando sal e água.
Exemplos:
Na₂O  + H₂O  →  2NaOH
2Na₂O  + 2HCl  →  2NaCl  + H₂O
São sólidos iônicos. Metais alcalinos e alcalinos terrosos reagem com a água. Estes metais tem NOX 1+, 2+ e 3+.
B) Óxidos Ácidos: reagem com água para formar ácido ou reagem com base formando sal e água.
Exemplos:
SO₃ + H₂O  →  H₂SO₄
SO₃ + 2 NaOH  →  Na₂SO₄ + H₂O 
São formados por oxigênio e não-metais ou metais com NOX elevado.
C) Óxidos Anfóteros: comportam-se como óxidos básicos e também como óxidos ácidos. Só reagem com ácido forte ou base forte.
Exemplos:
ZnO  + HCl  →  ZnCl₂  +  H₂O 
ZnO  +  2NaOH  →  Na₂ZnO₂  +   H₂O 
São, em geral, sólidos iônicos, insolúveis em água.
Podem ser formados por: Zn, Pb, Sn, As, Sb.
D) Óxidos neutros: não reagem com água, nem com ácido e nem com base.
Exemplos: CO, N₂O, NO.
São gases e moleculares, formados por não-metais.
E) Peróxidos: reagem com água ou com ácido diluído formando água oxigenada (H2O2).
Exemplos:
Na₂O₂  + 2H₂O  →  2NaOH  + H₂O₂
Na₂O₂  + H₂SO₄  → Na₂SO₄ + H₂O₂
Na₂O₂ – peróxido de sódio
H₂O₂ – peróxido de hidrogênio

2. Nomenclatura
Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a expressão “óxido de” seguida do nome do elemento. Exemplo:

• BaO – óxido de bário
• K₂O – óxido de potássio

Se o elemento possuir duas valências, usamos a expressão “óxido de” seguida do nome do elemento e os sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números romanos. Exempl:

• Cu₂O – óxido cuproso ou óxido de cobre I
• CuO – óxido cúprico ou óxido de cobre II
• NiO – óxido niqueloso ou óxido de níquel II
• Ni₂O₃ – óxido niquélico ou óxido de níquel III

Sais

Sais

O sal comum, NaCl está presente em nossa alimentação, na conservação  de alimentos, o bicardonato de sódio, NaHCO3, é usado comop antiácido e também no preparo de bolos e biscoitos. Sal é toda substância que em água produz um cátion diferente do H⁺ e um ânion diferente do OH^-.
Os sais são formados a partir da reação de um ácido com uma base, que é a reação de neutralização, formando também água.

HCl  +  NaOH  →  NaCl  + H₂O 

1. Características
- conduzem eletricidade quando estão na fase líquida (fundidos) ou em solução aquosa, porque nestes casos há elétrons livres;
- geralmente são sólidos à temperatura e pressão ambiente (25°C e 1atm).

2. Neutralização
A neutralização faz com que os íons H⁺ e OH^– presentes em solução se transformem em água e, dessa forma, apenas os outros íons provenientes do ácido e da base permaneçam em solução. ácido + base → sal + água Exemplo: 

Neutralização parcial

Quando a quantidade de íons H⁺ fornecidos pelo ácido for igual à de íons OH^– fornecidos pela base, acontecerá neutralização total. A neutralização parcial ocorre quando há um excesso de H⁺ (neutralização parcial do ácido) ou de OH^– (neutralização parcial da base). Assim, resta na fórmula do sal H⁺ ou OH^– sem sofrer reação. Exemplos:  

3.  Nomenclatura 
Os sais derivam da reação de um ácido ou óxido com uma base.
Os sais sem oxigênio mudam a terminação IDRICO para a terminação ETO. Exemplo:

• CaS – sulfeto de cálcio, vem do ácido sulfídrico
• RbH – fluoreto de rubídio, vem do ácido fluorídrico
  

Os sais oxigenados de menor valência mudam a terminação OSO para ITO. Exemplo:

• Na₂SO₃ – sulfito de sódio, vem do ácido sulfuroso
• LiNO₂ – nitrito de lítio, vem do ácido nitroso

Os sais oxigenados de maior valência mudam a terminação ICO para ATO. Exemplo:

• Na₂SO₄ – sulfato de sódio, vem do ácido sulfúrico
• NaClO₃ – clorato de sódio, vem do ácido clórico.

Os prefixos HIPO, PER, ORTO, META E PIRO são mantidos inalterados nos sais, mudando apenas as terminações de OSO para ITO e de ICO para ATO. Exemplos:

• NaPO₃ – metafosfato de sódio, vem do ácido metafosfórico
• Ca₂P2O₇ – pirofosfato de cálcio, vem do ácido pirofosfórico.

4. Nomenclatura de outros tipos de sais

Hidrogenos–sais: nomenclatura

A única diferença dos sais normais é que indicaremos a quantidade de hidrogênios ionizáveis por meio dos prefixos mono-hidrogeno (o mono pode ser omitido), di-hidrogeno etc.
NaH₂PO₄ – di-hidrogeno-fosfato de sódio
Na₂HPO₄ – (mono-)hidrogeno-fosfato de sódio
NaHSO₄ – (mono-)hidrogeno-sulfato de sódio
NaHCO₃ – (mono-)hidrogeno-carbonato de sódio

Os hidrogenos-sais eram antigamente chamados de sais ácidos. Assim, outra opção para dar nome a esses sais é utilizar-se dos termos monoácido, diácido etc.

NaH₂PO₄ – fosfato diácido de sódio
NaHSO₄ – sulfato (mono)ácido de sódio

Quando o hidrogeno-sal for originário de um ácido com dois hidrogênios ionizáveis (e somente nesses casos), pode-se substituir o prefixo mono-hidrogeno por bi. Nesse contexto, o prefixo Bi não tem o significado de “dois”.
NaHSO₄ – bisulfato de sódio
NaHCO₃ – bicarbonato de sódio 

Hidroxi–sais: nomenclatura

Nomenclatura semelhante a dos hidrogenia-sais.
Al(OH)₂Cl – di-hidroxi-cloreto de alumínio
Al(OH)Cl₂ – (mono-)hidróxi-cloreto de alumínio
Ca(OH)NO₃ – (mono-)hidroxi-nitrato de cálcio

Ou ainda, de acordo com uma nomenclatura antiga 

Al(OH)₂Cl – cloreto dibásico de alumínio
Al(OH)Cl₂ – cloreto (mono)básico de alumínio
Ca(OH)NO₃ – nitrato (mono)básico de cálcio

Bases

Bases

As bases podem ser encontradas em vários líquidos de limpeza usados nas cozinhas, como o hidróxido de sódio (NaOH), presente em substâncias para desentupir pias. Arrhenius definiu as bases como sendo compostos, que dissociados em água, libera íons OH^-. 

NaOH (s)   Na⁺(aq)   +   OH^-(aq)

1. Características
- sabor adstringente (sabor igual ao da banana verde que parece que “prende” a língua);
- conduzem eletricidade em solução aquosa (em água);
- mudam a cor de certas substâncias, os chamados indicadores ácido-base;
-reagem com ácidos formando sal e água.

2. Classificação
A) Número de OH_- dissociadas:
- Monobase – possui uma OH^-
Exemplo: NaOH, NH₄OH
- Dibase- possui dois OH^-
Exemplos: Mg(OH)₂, Fe(OH)₂
- Tribase – possui três OH^-
Exemplos: Al(OH)₃, Fe(OH)₃
- Tetrabase – possui quatro OH^-
Exemplos: Pb(OH)₄, Sn(OH)₄
B) Força Básica/Grau de Dissociação:
- Base Forte – tem grau de dissociação de quase 100%. São as bases dos metais alcalinos e alcalinos terrosos.
Exemplos: NaOH, KOH, Ca(OH)₂
Exceção: Mg(OH)₂ que é uma base fraca.
- Base Fraca – tem grau de dissociação inferior a 5%. São as demais bases, incluindo o Mg(OH)₂ e NH₄OH.
C) Solubilidade em Água:
- Solúveis: bases dos metais alcalinos e o NH₄OH.
Exemplos: KOH, NaOH, LiOH, NH₄OH.
- Pouco solúveis: bases dos metais alcalinos terrosos.
Exemplos: Ba(OH)₂, Ca(OH)₂, Mg(OH)₂.
- Insolúveis: demais bases.
Exemplos: Fe(OH)₂, Al(OH)₃, Sn(OH)₂

3. NomenclaturaSe o elemento possuir somente uma valência, usamos a expressão “hidróxido de” seguida do nome do elemento. Exemplo:

• NaOH – hidróxido de sódio
• Ca(OH)₂ – hidróxido de cálcio
  

Se o elemento possuir duas valências, usamos a expressão “hidróxido de” seguida do nome do elemento e os sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números romanos. Exemplo:

• Fe(OH)₂ – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II
• Fe(OH)₃ – hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III

Ácidos

Ácidos

Os ácidos são muito comuns no nosso cotidiano: o vinagre contém ácido acético, o limão, a laranja e demais frutas cítricas contêm ácido cítrico, a bateria de um automóvel contém ácido sulfúrico e assim por diante.

Para Arrhenius, o primeiro classificador, ácido é toda a substância que libera um cátion H+ em solução aquosa:   
 H₂SO₄(l)    2H⁺(aq)   +   SO₄^2-(aq)

1. Características
- formam soluções aquosas condutoras de eletricidade;
-mudam a cor de certas substâncias.

2. Classificação

A) PRESENÇA DE OXIGÊNIO
- ácidos sem oxigênio: hidrácidos
Exemplos: HCl, HBr
- ácidos com oxigênios: oxiácidos
Exemplos: H₂SO₄, HNO₃
B) NÚMERO DE  H⁺  IONIZÁVEIS
- monoácido – produz 1 H⁺ 
Exemplos: HCl, HNO₃
- diácido – produz 2 H⁺ 
Exemplos: H₂SO₄,H₂CO₃
- triácido – produz 3 H⁺ 
Exemplos: H₃PO₄, H₃BO₃
- tetrácidos – 4H⁺; 
Exemplos: H₄SiO₄ 
Os poliácidos são ácidos com dois ou mais H⁺ ionizáveis.
  
C) FORÇA ÁCIDA (GRAU DE IONIZAÇÃO):
- Hidrácidos:
Fortes: HCl, HBr
Moderado: HF
Fraco: os demais hidrácidos
- Oxiácidos:
Sendo a fórmula genérica: H_aEO_b, onde:
H = hidrogênio
E = elemento químico
O = oxigênio
a = número de H
b = número de O
Se b-a:
3 ou 2 = ácido forte
1 = ácido moderado
0 = ácido fraco
Exemplos:
HNO₃ →  3-1=2  → ácido forte
H₃PO₄ → 4-3=1 → ácido moderado
H₃BO₃ → 3-3=0 → ácido fraco

3. Nomenclatura

Para ácidos não oxigenados, usamos a terminação IDRICO.
Exemplo:
     • HCl – ácido clorídrico
     • H₂S – ácido sulfídrico
     • H₂Se – ácido selenídrico
Para ácidos oxigenados, a coisa complica um pouco.
Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a terminação ICO.
Exemplo:

• H₂CO₃ – ácido carbônico
• H₃BO₃ – ácido bórico

Se o elemento tiver 2 valências, para a maior usamos ICO e para a menor OSO. Exemplos:

• H₂SO₃ – ácido sulfuroso
• H₂SO₄ – ácido sulfúrico
• HNO₂ – ácido nitroso
• HNO₃ – ácido nítrico
  

Se o elemento tiver 3 ou mais valências, usamos o prefixo HIPO junto com o sufixo OSO, e o prefixo PER junto com o sufixo ICO, nesta ordem.
Exemplos:

• HClO – ácido hipocloroso
• HClO₂ – ácido cloroso
• HClO₃ – ácido clórico
• HClO₄ – ácido perclórico

Existem casos em que o elemento forma diversos ácidos, porém sempre com a mesma valência. Usamos então os prefixos ORTO, META e PIRO.
Exemplos:

• H₃PO₄ – ácido ortofosfórico
• HPO₃ – ácido metafosfórico
• H₄P2O₇ – ácido pirofosfórico

Note que nos três ácidos o fósforo tem valência +5.