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El Atomo




Enviado por nacho



    Átomo, la unidad más pequeña
    posible de un elemento químico. En la filosofía de
    la antigua Grecia, la
    palabra "átomo" se
    empleaba para referirse a la parte de materia
    más pequeño que podía concebirse. Esa
    "partícula fundamental", por emplear el término
    moderno para ese concepto, se
    consideraba indestructible. De hecho, átomo
    significa en griego "no divisible". El
    conocimiento del tamaño y la naturaleza del
    átomo
    avanzó muy lentamente a lo largo de los siglos ya que la
    gente se limitaba a especular sobre él.

    Con la llegada de la ciencia
    experimental en los siglos XVI y XVII (véase química), los avances
    en la teoría
    atómica se hicieron más rápidos. Los
    químicos se dieron cuenta muy pronto de que todos los
    líquidos, gases y
    sólidos pueden descomponerse en sus constituyentes
    últimos, o elementos. Por ejemplo, se descubrió que
    la sal se componía de dos elementos diferentes, el sodio y
    el cloro, ligados en una unión íntima conocida como
    compuesto químico. El aire, en cambio,
    resultó ser una mezcla de los gases
    nitrógeno y oxígeno.

    Teoría de Dalton

    John Dalton, profesor y químico británico,
    estaba fascinado por el rompecabezas de los elementos. A principios del
    siglo XIX estudió la forma en que los diversos elementos
    se combinan entre sí para formar compuestos
    químicos. Aunque muchos otros científicos,
    empezando por los antiguos griegos, habían afirmado ya que
    las unidades más pequeñas de una sustancia eran los
    átomos, se considera a Dalton como una de las figuras
    más significativas de la teoría
    atómica porque la convirtió en algo cuantitativo.
    Dalton mostró que los átomos se unían entre
    sí en proporciones definidas. Las investigaciones
    demostraron que los átomos suelen formar grupos llamados
    moléculas. Cada molécula de agua, por
    ejemplo, está formada por un único átomo de
    oxígeno (O) y dos átomos de hidrógeno (H)
    unidos por una fuerza
    eléctrica denominada enlace químico, por lo que
    el agua se
    simboliza como HOH o H2O. Véase Reacción química.

    Todos los átomos de un determinado elemento
    tienen las mismas propiedades químicas. Por tanto, desde
    un punto de vista químico, el átomo es
    la entidad más pequeña que hay que considerar. Las
    propiedades químicas de los elementos son muy distintas
    entre sí; sus átomos se combinan de formas muy
    variadas para formar numerosísimos compuestos
    químicos diferentes. Algunos elementos, como los gases nobles
    helio y argón, son inertes; es decir, no reaccionan con
    otros elementos salvo en condiciones especiales. Al contrario que
    el oxígeno, cuyas moléculas son diatómicas
    (formadas por dos átomos), el helio y otros gases inertes
    son elementos monoatómicos, con un único
    átomo por molécula.

    Ley de Avogadro

    El estudio de los gases atrajo
    la atención del físico italiano Amedeo Avogadro,
    que en 1811 formuló una importante ley que lleva su
    nombre (véase ley de Avogadro).
    Esta ley afirma que
    dos volúmenes iguales de gases diferentes contienen el
    mismo número de moléculas si sus condiciones de
    temperatura y
    presión son las mismas. Si se dan esas condiciones, dos
    botellas idénticas, una llena de oxígeno y otra de
    helio, contendrán exactamente el mismo número de
    moléculas. Sin embargo, el número de átomos
    de oxígeno será dos veces mayor puesto que el
    oxígeno es diatómico.

    Masa atómica

    De la ley de Avogadro
    se desprende que las masas de un volumen
    patrón de diferentes gases (es decir, sus densidades) son
    proporcionales a la masa de cada molécula individual de
    gas. Si se
    toma el carbono como
    patrón y se le asigna al átomo de carbono un
    valor de
    12,0000 unidades de masa atómica (u), resulta que el
    hidrógeno tiene una masa atómica de 1,0079u, el
    helio de 4,0026, el flúor de 18,9984 y el sodio de
    22,9898. En ocasiones se habla de "peso atómico" aunque lo
    correcto es "masa atómica". La masa es una propiedad del
    cuerpo, mientras que el peso es la fuerza
    ejercida sobre el cuerpo a causa de la gravedad.

    La observación de que muchas masas
    atómicas se aproximan a números enteros
    llevó al químico británico William Prout a
    sugerir, en 1816, que todos los elementos podrían estar
    compuestos por átomos de hidrógeno. No obstante,
    medidas posteriores de las masas atómicas demostraron que
    el cloro, por ejemplo, tiene una masa atómica de 35,453
    (si se asigna al carbono el
    valor 12). El
    descubrimiento de estas masas atómicas fraccionarias
    pareció invalidar la hipótesis de Prout hasta un siglo
    después, cuando se descubrió que generalmente los
    átomos de un elemento dado no tienen todos la misma masa.
    Los átomos de un mismo elemento con diferente masa se
    conocen como isótopos. En el caso del cloro, existen dos
    isótopos en la naturaleza. Los
    átomos de uno de ellos (cloro 35) tienen una masa
    atómica cercana a 35, mientras que los del otro (cloro 37)
    tienen una masa atómica próxima a 37. Los experimentos
    demuestran que el cloro es una mezcla de tres partes de cloro 35
    por cada parte de cloro 37. Esta proporción explica la
    masa atómica observada en el cloro.

    Durante la primera mitad del siglo XX era corriente
    utilizar el oxígeno natural como patrón para
    expresar las masas atómicas, asignándole una masa
    atómica entera de 16. A principios de la
    década de 1960, las asociaciones internacionales de
    química y
    física
    acordaron un nuevo patrón y asignaron una masa
    atómica exactamente igual a 12 a un isótopo de
    carbono
    abundante, el carbono 12.
    Este nuevo patrón es especialmente apropiado porque el
    carbono 12 se emplea con frecuencia como patrón de
    referencia para calcular masas atómicas mediante el
    espectrómetro de masas. Además, la tabla de masas
    atómicas basada en el carbono 12 se aproxima bastante a la
    tabla antigua basada en el oxígeno natural.

    La tabla
    periódica

    A mediados del siglo XIX, varios químicos se
    dieron cuenta de que las similitudes en las propiedades
    químicas de diferentes elementos suponían una
    regularidad que podía ilustrarse ordenando los elementos
    de forma tabular o periódica. El químico ruso
    Dmitri Mendeléiev propuso una tabla de elementos
    llamada tabla
    periódica, en la que los elementos están
    ordenados en filas y columnas de forma que los elementos con
    propiedades químicas similares queden agrupados.
    Según este orden, a cada elemento se le asigna un
    número (número atómico) de acuerdo con su
    posición en la tabla, que va desde el 1 para el
    hidrógeno hasta el 92 para el uranio, que tiene el
    átomo más pesado de todos los elementos que existen
    de forma natural en nuestro planeta. Como en la época de
    Mendeléiev no se conocían todos los
    elementos, se dejaron espacios en blanco en la tabla
    periódica correspondientes a elementos que faltaban.
    Las posteriores investigaciones,
    facilitadas por el orden que los elementos conocidos ocupaban en
    la tabla, llevaron al descubrimiento de los elementos restantes.
    Los elementos con mayor número atómico tienen masas
    atómicas mayores, y la masa atómica de cada
    isótopo se aproxima a un número entero, de acuerdo
    con la hipótesis de Prout.

    El tamaño del átomo

    La curiosidad acerca del tamaño y masa del
    átomo atrajo a cientos de científicos durante un
    largo periodo en el que la falta de instrumentos y
    técnicas apropiadas impidió lograr respuestas
    satisfactorias. Posteriormente se diseñaron numerosos
    experimentos
    ingeniosos para determinar el tamaño y peso de los
    diferentes átomos. El átomo más ligero, el
    de hidrógeno, tiene un diámetro de aproximadamente
    10-10 m (0,0000000001 m) y una masa alrededor de 1,7 ×
    10-27 kg. (la fracción de un kilogramo representada por 17
    precedido de 26 ceros y una coma decimal). Un átomo es tan
    pequeño que una sola gota de agua contiene
    más de mil trillones de átomos.

    Radiactividad

    Una serie de descubrimientos importantes realizados
    hacia finales del siglo XIX dejó claro que el átomo
    no era una partícula sólida de materia que no
    pudiera ser dividida en partes más pequeñas. En
    1895, el científico alemán Wilhelm Conrad Roentgen
    anunció el descubrimiento de los rayos X, que
    pueden atravesar láminas finas de plomo. En 1897, el
    físico inglés
    J. J. Thomson descubrió el electrón, una
    partícula con una masa muy inferior al de cualquier
    átomo. Y, en 1896, el físico francés Antoine
    Henri Becquerel comprobó que determinadas sustancias, como
    las sales de uranio, generaban rayos penetrantes de origen
    misterioso. El matrimonio de
    científicos franceses formado por Marie y Pierre Curie
    aportó una contribución adicional a la
    comprensión de esas sustancias "radiactivas" (véase
    radio). Como
    resultado de las investigaciones
    del físico británico Ernest Rutherford y sus
    coetáneos, se demostró que el uranio y algunos
    otros elementos pesados, como el torio o el radio, emiten
    tres clases diferentes de radiación, inicialmente
    denominadas rayos alfa (a), beta (b) y gamma (g). Las dos
    primeras, que según se averiguó están
    formadas por partículas eléctricamente cargadas, se
    denominan actualmente partículas alfa y beta.
    Posteriormente se comprobó que las partículas alfa
    son núcleos de helio (ver más abajo) y las
    partículas beta son electrones. Estaba claro que el
    átomo se componía de partes más
    pequeñas. Los rayos gamma fueron finalmente identificados
    como ondas
    electromagnéticas, similares a los rayos X pero con
    menor longitud de onda (véase radiación
    electromagnética).

    El átomo nuclear de Rutherford

    El descubrimiento de la naturaleza de las
    emisiones radiactivas permitió a los físicos
    profundizar en el átomo, que según se vio
    consistía principalmente en espacio vacío. En el
    centro de ese espacio se encuentra el núcleo, que
    sólo mide, aproximadamente, una diezmilésima parte
    del diámetro del átomo. Rutherford dedujo que la
    masa del átomo está concentrada en su
    núcleo. También postuló que los electrones,
    de los que ya se sabía que formaban parte del
    átomo, viajaban en órbitas alrededor del
    núcleo. El núcleo tiene una carga eléctrica
    positiva; los electrones tienen carga negativa. La suma de las
    cargas de los electrones es igual en magnitud a la carga del
    núcleo, por lo que el estado
    eléctrico normal del átomo es neutro.

    El átomo de Bohr

    Para explicar la estructura del
    átomo, el físico danés Niels Bohr
    desarrolló en 1913 una hipótesis conocida como teoría
    atómica de Bohr (véase teoría
    cuántica). Bohr supuso que los electrones están
    dispuestos en capas definidas, o niveles cuánticos, a una
    distancia considerable del núcleo. La disposición
    de los electrones se denomina configuración electrónica. El número de electrones
    es igual al número atómico del átomo: el
    hidrógeno tiene un único electrón orbital,
    el helio dos y el uranio 92. Las capas electrónicas se
    superponen de forma regular hasta un máximo de siete, y
    cada una de ellas puede albergar un determinado número de
    electrones. La primera capa está completa cuando contiene
    dos electrones, en la segunda caben un máximo de ocho, y
    las capas sucesivas pueden contener cantidades cada vez mayores.
    Ningún átomo existente en la naturaleza tiene
    la séptima capa llena. Los "últimos" electrones,
    los más externos o los últimos en añadirse a
    la estructura del
    átomo, determinan el comportamiento
    químico del átomo.

    Todos los gases inertes o nobles (helio, neón,
    argón, criptón, xenón y radón) tienen
    llena su capa electrónica externa. No se combinan
    químicamente en la naturaleza,
    aunque los tres gases nobles más pesados (criptón,
    xenón y radón) pueden formar compuestos
    químicos en el laboratorio.
    Por otra parte, las capas exteriores de los elementos como litio,
    sodio o potasio sólo contienen un electrón. Estos
    elementos se combinan con facilidad con otros elementos
    (transfiriéndoles su electrón más externo)
    para formar numerosos compuestos químicos. De forma
    equivalente, a los elementos como el flúor, el cloro o el
    bromo sólo les falta un electrón para que su capa
    exterior esté completa. También se combinan con
    facilidad con otros elementos de los que obtienen
    electrones.

    Las capas atómicas no se llenan necesariamente de
    electrones de forma consecutiva. Los electrones de los primeros
    18 elementos de la tabla
    periódica se añaden de forma regular, llenando
    cada capa al máximo antes de iniciar una nueva capa. A
    partir del elemento decimonoveno, el electrón más
    externo comienza una nueva capa antes de que se llene por
    completo la capa anterior. No obstante, se sigue manteniendo una
    regularidad, ya que los electrones llenan las capas sucesivas con
    una alternancia que se repite. El resultado es la
    repetición regular de las propiedades químicas de
    los átomos, que se corresponde con el orden de los
    elementos en la tabla
    periódica.

    Resulta cómodo visualizar los electrones que se
    desplazan alrededor del núcleo como si fueran planetas que
    giran en torno al Sol. No
    obstante, esta visión es mucho más sencilla que la
    que se mantiene actualmente. Ahora se sabe que es imposible
    determinar exactamente la posición de un electrón
    en el átomo sin perturbar su posición. Esta
    incertidumbre se expresa atribuyendo al átomo una forma de
    nube en la que la posición de un electrón se define
    según la probabilidad de
    encontrarlo a una distancia determinada del núcleo. Esta
    visión del átomo como "nube de probabilidad" ha
    sustituido al modelo de
    sistema
    solar.

    Líneas espectrales

    Uno de los grandes éxitos de la física teórica
    fue la explicación de las líneas espectrales
    características de numerosos elementos
    (véase Espectroscopia: Líneas espectrales). Los
    átomos excitados por energía suministrada por una
    fuente externa emiten luz de
    frecuencias bien definidas. Si, por ejemplo, se mantiene gas
    hidrógeno a baja presión en un tubo de vidrio y se hace
    pasar una corriente eléctrica a través de
    él, desprende luz visible de
    color rojizo. El
    examen cuidadoso de esa luz mediante un
    espectroscopio muestra un
    espectro de líneas, una serie de líneas de luz separadas por
    intervalos regulares. Cada línea es la imagen de la
    ranura del espectroscopio que se forma en un color
    determinado. Cada línea tiene una longitud de onda
    definida y una determinada energía asociada. La teoría
    de Bohr permite a los físicos calcular esas longitudes de
    onda de forma sencilla. Se supone que los electrones pueden
    moverse en órbitas estables dentro del átomo.
    Mientras un electrón permanece en una órbita a
    distancia constante del núcleo, el átomo no irradia
    energía. Cuando el átomo es excitado, el
    electrón salta a una órbita de mayor
    energía, a más distancia del núcleo. Cuando
    vuelve a caer a una órbita más cercana al
    núcleo, emite una cantidad discreta de energía que
    corresponde a luz de una
    determinada longitud de onda. El electrón puede volver a
    su órbita original en varios pasos intermedios, ocupando
    órbitas que no estén completamente llenas. Cada
    línea observada representa una determinada
    transición electrónica entre órbitas de mayor y
    menor energía.

    En muchos de los elementos más pesados, cuando un
    átomo está tan excitado que resultan afectados los
    electrones internos cercanos al núcleo, se emite
    radiación penetrante (rayos X). Estas
    transiciones electrónicas implican cantidades de
    energía muy grandes.

    El núcleo atómico

    En 1919, Rutherford expuso gas
    nitrógeno a una fuente radiactiva que emitía
    partículas alfa. Algunas de estas partículas
    colisionaban con los núcleos de los átomos de
    nitrógeno. Como resultado de estas colisiones, los
    átomos de nitrógeno se transformaban en
    átomos de oxígeno. El núcleo de cada
    átomo transformado emitía una partícula
    positivamente cargada. Se comprobó que esas
    partículas eran idénticas a los núcleos de
    átomos de hidrógeno. Se las denominó
    protones. Las investigaciones
    posteriores demostraron que los protones forman parte de los
    núcleos de todos los elementos.

    No se conocieron más datos sobre la
    estructura del
    núcleo hasta 1932, cuando el físico
    británico James Chadwick descubrió en el
    núcleo otra partícula, el neutrón, que tiene
    casi exactamente la misma masa que el protón pero carece
    de carga eléctrica. Entonces se vio que el núcleo
    está formado por protones y neutrones. En cualquier
    átomo dado, el número de protones es igual al
    número de electrones y, por tanto, al número
    atómico del átomo. Los isótopos son
    átomos del mismo elemento (es decir, con el mismo
    número de protones) que tienen diferente número de
    neutrones. En el caso del cloro, uno de los isótopos se
    identifica con el símbolo 35Cl, y su pariente más
    pesado con 37Cl. Los superíndices identifican la masa
    atómica del isótopo, y son iguales al número
    total de neutrones y protones en el núcleo del
    átomo. A veces se da el número atómico como
    subíndice, como por ejemplo }Cl.

    Los núcleos menos estables son los que contienen
    un número impar de neutrones y un número impar de
    protones; todos menos cuatro de los isótopos
    correspondientes a núcleos de este tipo son radiactivos.
    La presencia de un gran exceso de neutrones en relación
    con los protones también reduce la estabilidad del
    núcleo; esto sucede con los núcleos de todos los
    isótopos de los elementos situados por encima del bismuto
    en la tabla periódica, y todos ellos son radiactivos. La
    mayor parte de los núcleos estables conocidos contiene un
    número par de protones y un número par de
    neutrones.

    Radiactividad artificial

    Los experimentos
    llevados a cabo por los físicos franceses
    Frédéric e Irène Joliot-Curie a principios de la
    década de 1930 demostraron que los átomos estables
    de un elemento pueden hacerse artificialmente radiactivos
    bombardeándolos adecuadamente con partículas
    nucleares o rayos. Estos isótopos radiactivos
    (radioisótopos) se producen como resultado de una
    reacción o transformación nuclear. En dichas
    reacciones, los algo más de 270 isótopos que se
    encuentran en la naturaleza sirven como objetivo de
    proyectiles nucleares. El desarrollo de
    "rompeátomos", o aceleradores, que proporcionan una
    energía elevada para lanzar estas
    partículas-proyectil ha permitido observar miles de
    reacciones nucleares.

    Reacciones nucleares

    En 1932, dos científicos británicos, John
    D. Cockcroft y Ernest T. S. Walton, fueron los primeros en usar
    partículas artificialmente aceleradas para desintegrar un
    núcleo atómico. Produjeron un haz de protones
    acelerados hasta altas velocidades mediante un dispositivo de
    alto voltaje llamado multiplicador de tensión. A
    continuación se emplearon esas partículas para
    bombardear un núcleo de litio. En esa reacción
    nuclear, el litio 7 (7Li) se escinde en dos fragmentos, que son
    núcleos de átomos de helio. La reacción se
    expresa mediante la ecuación

    Aceleradores de partículas

    Alrededor de 1930, el físico estadounidense
    Ernest O. Lawrence desarrolló un acelerador de
    partículas llamado ciclotrón. Esta máquina
    genera fuerzas eléctricas de atracción y
    repulsión que aceleran las partículas
    atómicas confinadas en una órbita circular mediante
    la fuerza
    electromagnética de un gran imán. Las
    partículas se mueven hacia fuera en espiral bajo la
    influencia de estas fuerzas eléctricas y
    magnéticas, y alcanzan velocidades extremadamente
    elevadas. La aceleración se produce en el vacío
    para que las partículas no colisionen con moléculas
    de aire. A partir
    del ciclotrón se desarrollaron otros aceleradores capaces
    de proporcionar energías cada vez más altas a las
    partículas. Como los aparatos necesarios para generar
    fuerzas magnéticas intensas son colosales, los
    aceleradores de alta energía suponen instalaciones enormes
    y costosas.

    Fuerzas nucleares

    La teoría nuclear moderna se basa en la idea de
    que los núcleos están formados por neutrones y
    protones que se mantienen unidos por fuerzas "nucleares"
    extremadamente poderosas. Para estudiar estas fuerzas nucleares,
    los físicos tienen que perturbar los neutrones y protones
    bombardeándolos con partículas extremadamente
    energéticas. Estos bombardeos han revelado más de
    200 partículas elementales, minúsculos trozos de
    materia, la
    mayoría de los cuales, sólo existe durante un
    tiempo mucho
    menor a una cienmillonésima de segundo.

    Este mundo subnuclear salió a la luz por primera
    vez en los rayos cósmicos. Estos rayos están
    constituidos por partículas altamente energéticas
    que bombardean constantemente la Tierra
    desde el espacio exterior; muchas de ellas atraviesan la atmósfera y llegan
    incluso a penetrar en la corteza terrestre. La radiación
    cósmica incluye muchos tipos de partículas, de las
    que algunas tienen energías que superan con mucho a las
    logradas en los aceleradores de partículas. Cuando estas
    partículas de alta energía chocan contra los
    núcleos, pueden crearse nuevas partículas. Entre
    las primeras en ser observadas estuvieron los muones (detectados
    en 1937). El muón es esencialmente un electrón
    pesado, y puede tener carga positiva o negativa. Es
    aproximadamente 200 veces más pesado que un
    electrón. La existencia del pión fue profetizada en
    1935 por el físico japonés
    Yukawa Hideki, y fue descubierto en 1947. Según la
    teoría más aceptada, las partículas
    nucleares se mantienen unidas por "fuerzas de intercambio" en las
    que se intercambian constantemente piones comunes a los neutrones
    y los protones. La unión de los protones y los neutrones a
    través de los piones es similar a la unión en una
    molécula de dos átomos que comparten o intercambian
    un par de electrones común. El pión,
    aproximadamente 270 veces más pesado que el
    electrón, puede tener carga positiva, negativa o
    nula.

    Partículas elementales

    Durante mucho tiempo, los
    físicos han buscado una teoría para poner orden en
    el confuso mundo de las partículas. En la actualidad, las
    partículas se agrupan según la fuerza que
    domina sus interacciones. Todas las partículas se ven
    afectadas por la gravedad, que sin embargo es extremadamente
    débil a escala
    subatómica. Los hadrones están sometidos a la
    fuerza nuclear
    fuerte y al electromagnetismo; además del
    neutrón y el protón, incluyen los hiperones y
    mesones. Los leptones "sienten" las fuerzas
    electromagnética y nuclear débil; incluyen el tau,
    el muón, el electrón y los neutrinos. Los bosones
    (una especie de partículas asociadas con las
    interacciones) incluyen el fotón, que "transmite" la
    fuerza electromagnética, las partículas W y Z,
    portadoras de la fuerza nuclear débil, y el
    hipotético portador de la gravitación
    (gravitón). La fuerza nuclear débil aparece en
    procesos
    radiactivos o de desintegración de partículas, como
    la desintegración alfa (la liberación de un
    núcleo de helio por parte de un núcleo
    atómico inestable). Además, los estudios con
    aceleradores han determinado que por cada partícula existe
    una antipartícula con la misma masa, cuya carga u otra
    propiedad
    electromagnética tiene signo opuesto a la de la
    partícula correspondiente. Véase
    Antimateria.

    En 1963, los físicos estadounidenses Murray
    Gell-Mann y George Zweig propusieron la teoría de que los
    hadrones son en realidad combinaciones de otras partículas
    elementales llamadas quarks, cuyas interacciones son transmitidas
    por gluones, una especie de partículas. Esta es la
    teoría subyacente de las investigaciones
    actuales, y ha servido para predecir la existencia de otras
    partículas.

    Liberación de la energía
    nuclear

    En 1905, Albert
    Einstein desarrolló la ecuación que relaciona
    la masa y la energía, E = mc2, como parte de su
    teoría de la relatividad especial. Dicha ecuación
    afirma que una masa determinada (m) está asociada con una
    cantidad de energía (E) igual a la masa multiplicada por
    el cuadrado de la velocidad de
    la luz ©. Una cantidad muy pequeña de masa equivale a
    una cantidad enorme de energía. Como más del 99% de
    la masa del átomo reside en su núcleo, cualquier
    liberación de grandes cantidades de energía
    atómica debe provenir del núcleo.

    Hay dos procesos
    nucleares que tienen gran importancia práctica porque
    proporcionan cantidades enormes de energía: la
    fisión nuclear -la escisión de un núcleo
    pesado en núcleos más ligeros- y la fusión
    termonuclear -la unión de dos núcleos ligeros (a
    temperaturas extremadamente altas) para formar un núcleo
    más pesado. El físico estadounidense de origen
    italiano Enrico Fermi logró realizar la fisión en
    1934, pero la reacción no se reconoció como tal
    hasta 1939, cuando los científicos alemanes Otto Hahn y
    Fritz Strassmann anunciaron que habían fisionado
    núcleos de uranio bombardeándolos con neutrones.
    Esta reacción libera a su vez neutrones, con lo que puede
    causar una reacción en cadena con otros núcleos. En
    la explosión de una bomba atómica se produce una
    reacción en cadena incontrolada. Las reacciones
    controladas, por otra parte, pueden utilizarse para producir
    calor y
    generar así energía
    eléctrica, como ocurre en los reactores
    nucleares.

    La fusión
    termonuclear se produce en las estrellas, entre ellas el Sol, y
    constituye su fuente de calor y luz.
    La fusión
    incontrolada se da en la explosión de una bomba de
    hidrógeno. En la actualidad, se está intentando
    desarrollar un sistema de
    fusión
    controlada. Véase Energía
    nuclear; Armas
    nucleares.

    Trabajo enviado por:

    Ignacio Romero

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