Il legame Chimico II
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Un legame covalente è un legame chimico in cui due o più elettroni sono condivisi da due atomi.
Perchè due atomi debbono condividere elettroni?
F F +
7e- 7e-
F F
8e- 8e-
F F
F F
Struttura di Lewis per F2
lone pairs lone pairs
lone pairs lone pairs
single covalent bond
single covalent bond
4
8e-
H H O + + O H H O H H or
2e- 2e-
La struttura di Lewis dell’acqua
Legame doppio – due atomi condividono due coppie di elettroni
single covalent bonds
O C O o O C O
8e- 8e- 8e- double bonds
double bonds
Legame triplo – due atomi condividono tre coppie di elettroni
N N 8e- 8e-
N N
triple bond triple bond
o
6
1. Disegnare lo scheletro del composto, mostrando come gli atomi sono legati l’uno all’altro. L’elemento meno elettronegativo è posto al centro della struttura.
2. Contare il numero totale degli elettroni di valenza e-. Aggiungere 1 per ogni carica negativa. Sottrarre 1 per ogni carica positiva.
3. Completare l’ottetto per tutti gli atomi tranne l’idrogeno
4. Se la struttura contiene troppi elettroni, formare doppi e tripli legami con l’ atomo centrale.
Come scrivere le strutture di Lewis
7
Scrivere la struttura di Lewis per il trifluoruro di azoto (NF3).
Step 1 – N è meno elettronegativo del F, l’N è posto al centro
F N F
F
Step 2 – Contare gli elettroni di valenza N - 5 (2s22p3) e F - 7 (2s22p5)
5 + (3 x 7) = 26 elettroni di valenza Step 3 – Disegnare i legami singoli fra N e F e completare gli ottetti sui due atomi.
Step 4 - Contr. se il # e- nella struttura è uguale al numero degli e- di valenza
3 legami singoli (3x2) + 10 coppie solitarie (10x2) = 26 elettroni di valenza
8
Scrivere la struttura di Lewis per lo ione carbonato (CO32-).
Step 1 – C è meno elettronegativo di O, porre C al centro
O C O
O
Step 2 – Contare gli elettroni di valenza C - 4 (2s22p2) e O - 6 (2s22p4) -2 cariche – 2e-
4 + (3 x 6) + 2 = 24 elettroni di valenza
Step 3 – Disegnare i legami singoli fra C e O e completare gli ottetti su C e O.
Step 4 - Formare I legami doppi e ricontrollare # di e-
2 legami singoli (2x2) = 4 1 legame doppio = 4
8 coppie solitarie(8x2) = 16 Totale = 24
9
Due possibili strutture per la formaldeide (CH2O)
H C O H H
C O H
La carica formale di un atomo è la differenza fra il numero di elettroni di valenza in un atomo isolato e il numero di elettroni assegnato a quell’atomo in una struttura di Lewis.
Carica formale su un atomo in una struttura di Lewis
= 1 2
Numero totale di e- di legame ( )
Numero totale di e- di valenza nell’atomo libero
- Numero totale di e- di nonlegame
-
La somma delle cariche formali degli atomi in una molecola o ione deve essere uguale alla carica della molecola o ione.
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H C O H C – 4 e- O – 6 e-
2H – 2x1 e- 12 e-
2 legami singoli (2x2) = 4 1 legame doppio = 4
2 coppie solitarie (2x2) = 4 Totale = 12
Carica formale su C = 4 - 2 - ½ x 6 = -1
Carica formale su O = 6 - 2 - ½ x 6 = +1
-1 +1
Carica formale su un atomo in una struttura di Lewis
= 1 2
Numero totale di e- di legame ( )
Numero totale di e- di valenza nell’atomo libero
- Numero totale di e- di nonlegame
-
11
C – 4 e- O – 6 e-
2H – 2x1 e- 12 e-
H C O
H
Carica formale su C = 4 - 0 - ½ x 8 = 0
Carica formale su O = 6 - 4 - ½ x 4 = 0
0 0
Carica formale su un atomo in una struttura di Lewis
= 1 2
Numero totale di e- di legame ( )
Numero totale di e- di valenza nell’atomo libero
- Numero totale di e- di nonlegame
-
2 legami singoli (2x2) = 4 1 legame doppio = 4
2 coppie solitarie (2x2) = 4 Totale = 12
12
Carica Formale e Strutture di Lewis 1. Per molecole neutre, la struttura di Lewis in cui non ci
siano cariche formali è preferibile ad una in cui le cariche formali siano presenti.
2. Le strutture di Lewis aventi elevate cariche formali sono meno plausibili di quelle aventi piccole cariche formali.
3. Fra le strutture di Lewis aventi la stessa distribuzione di cariche formali, è da preferire quella in cui le cariche formali negative sono poste sull’atomo più elettronegativo.
Qual è la struttura di Lewis più probabile per CH2O?
H C O H -1 +1 H
C O H
0 0
13
Una struttura di risonanza si ottiene quando si possono scivere due o più strutture di Lewis per una singola molecola che non può essere accuratamente rappresentata da un’unica struttura di Lewis.
O O O + -
O O O + -
O C O
O
- - O C O
O
-
-
O C O
O
-
-
Quali sono le strutture di risonanza dello ione carbonato (CO3
2-)?
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Eccezioni della Regola dell’Ottetto
L’Ottetto Incompleto
H H Be Be – 2e-
2H – 2x1e- 4e-
BeH2
BF3 B – 3e-
3F – 3x7e- 24e-
F B F
F
3 legami singoli(3x2) = 6 9 coppie solitarie (9x2) = 18
Totale = 24
15
Eccezioni della Regola dell’Ottetto
Molecole con elettroni dispari
N – 5e- O – 6e-
11e- NO N O
L’Ottetto Espanso (atomo centrale con numero quantico principale n > 2)
SF6 S – 6e-
6F – 42e- 48e-
S
F
F
F
F F
F
6 legami semplici (6x2) = 12 18 coppie solitarie (18x2) = 36
Total = 48
16
Modello: Valence shell electron pair repulsion (VSEPR)
Predice la geometria della molecola dalle repulsioni elettrostatiche fra le coppie di elettroni (bonding and nonbonding).
AB2 2 0
Class
# di atomi Legati all’atomo
centrale
# lone pairs sull’atomo
centrale Disposizione delle coppie elettroniche
Geometria Molecolare
lineare lineare
B B
18
AB2 2 0 lineare lineare
Class
# di atomi legati all’atomo
centrale
# lone pairs sull’atomo
centrale Disposizione delle coppie elettroniche
Geometria Molecolare
VSEPR
AB3 3 0 trigonale planare
trigonale planare
20
AB2 2 0 lineare lineare
VSEPR
AB3 3 0 trigonale planare
trigonale planare
AB4 4 0 tetraedrica tetraedrica
Class
# di atomi legati all’atomo
centrale
# lone pairs sull’atomo
centrale Disposizione delle coppie elettroniche
Geometria Molecolare
22
AB2 2 0 lineare lineare
VSEPR
AB3 3 0 trigonale planare
trigonale planare
AB4 4 0 tetraedrica tetraedrica
AB5 5 0 trigonale bipiramidale
trigonale bipiramidale
Class
# di atomi legati all’atomo
centrale
# lone pairs sull’atomo
centrale Disposizione delle coppie elettroniche
Geometria Molecolare
24
AB2 2 0 lineare lineare
VSEPR
AB3 3 0 trigonale planare
trigonale planare
AB4 4 0 tetraedrica tetraedrica
AB5 5 0 trigonale bipiramidale
trigonale bipiramidale
AB6 6 0 ottaedrica ottaedrica
Class
# di atomi legati all’atomo
centrale
# lone pairs sull’atomo
centrale Disposizione delle coppie elettroniche
Geometria Molecolare
27
repulsione coppia di legame
vs. coppia di legame
repulsione lone-pair vs. lone pair
repulsione lone-pair vs. coppia
di legame > >
28
VSEPR
AB3 3 0 trigonale planare
trigonale planare
AB2E 2 1 trigonale planare piegata
Class
# di atomi legati all’atomo
centrale
# lone pairs sull’atomo
centrale Disposizione delle coppie elettroniche
Geometria Molecolare
29
VSEPR
AB3E 3 1
AB4 4 0 tetraedrica tetraedrica
tetraedrica trigonale piramidale
Class
# di atomi legati all’atomo
centrale
# lone pairs sull’atomo
centrale Disposizione delle coppie elettroniche
Geometria Molecolare
30
VSEPR
AB4 4 0 tetraedrica tetraedrica
AB3E 3 1 tetraedrica l
trigonale piramidale
AB2E2 2 2 tetraedrica l
piegata
Class
# di atomi legati all’atomo
centrale
# lone pairs sull’atomo
centrale Disposizione delle coppie elettroniche
Geometria Molecolare
31
VSEPR
AB5 5 0 trigonale bipiramidale
trigonale bipiramidale
AB4E 4 1 trigonale bipiramidale
tetraedro distorto
Class
# di atomi legati all’atomo
centrale
# lone pairs sull’atomo
centrale Disposizione delle coppie elettroniche
Geometria Molecolare
32
VSEPR
AB5 5 0 trigonale bipiramidale
trigonale bipiramidale
AB4E 4 1 trigonale bipiramidale
tetraedro distorto
AB3E2 3 2 trigonale bipiramidale Forma-T
Class
# di atomi legati all’atomo
centrale
# lone pairs sull’atomo
centrale Disposizione delle coppie elettroniche
Geometria Molecolare
33
VSEPR
AB5 5 0 trigonale bipiramidale
AB4E 4 1 tetraedro distorto
AB3E2 3 2 Forma-T
AB2E3 2 3 lineare
Class
# di atomi legati all’atomo
centrale
# lone pairs sull’atomo
centrale Disposizione delle coppie elettroniche
Geometria Molecolare
trigonale bipiramidale
trigonale bipiramidale
trigonale bipiramidale
trigonale bipiramidale
34
VSEPR
AB6 6 0 ottaedro ottaedro
AB5E 5 1 ottaedro
piramide quadrata
Class
# di atomi legati all’atomo
centrale
# lone pairs sull’atomo
centrale Disposizione delle coppie elettroniche
Geometria Molecolare
35
VSEPR
AB6 6 0 ottaedro ottaedro
AB5E 5 1 ottaedro piramide quadrata
AB4E2 4 2 ottaedro quadrato planare
Class
# di atomi legati all’atomo
centrale
# lone pairs sull’atomo
centrale Disposizione delle coppie elettroniche
Geometria Molecolare
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Predire la Geometria Molecolare 1. Disegnare la struttura di Lewis della molecola.
2. Contare il numero di lone pairs sull’atomo centrale e il numero di atomi legati all’atomo centrale.
3. Usare VSEPR per predire la geometria della molecola.
Quali sono le geometrie molecolari di SO2 e SF4?
S O O
AB2E
piegata S
F
F
F F
AB4E
tetraedro distorto
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Bond Enthalpy Bond Length
H2
F2
436.4 kJ/mol
150.6 kJ/mol
74 pm
142 pm
Teoria del legame di valenza – I legami sono formati dalla condivisione di e- grazie alla sovrapposizione
di orbitali atomici.
Overlap Of
2 1s
2 2p
Come la teoria di Lewis spiega i legami in H2 e F2?
Condivisione di due elettroni fra i due atomi.
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Variazione dell’Energia Potenziale di due atomi di Idrogeno In funzione della distanza di Separazione
41
Teoria del Legame di Valenza e NH3
N – 1s22s22p3
3 H – 1s1
Se i legami si formano dalla sovrapposizione dei 3 orbitali 2p dell’azoto con gli orbitali 1s di ciascun atomo di idrogeno, quale
potrebbe essere la geometria molecolare di NH3? L’uso di 3 orbitali 2p
darebbe 90o
L’angolo H-N-H è invece 107.3o
42
Ibridazione – “mescolamento” di due o più orbitali atomici per formare un nuovo set di orbitali ibridi.
1. Mescolare almeno 2 orbitali atomici non equivalenti (e.g. s e p). Gli orbitali ibridi hanno forme molto
differenti da quelle degli orbitali atomici di partenza.
2. Il numero degli orbitali ibridi è uguale al numero degli orbitali atomici puri usati nel processo di ibridazione.
3. I legami covalenti sono formati per:
a. Sovrapposizione di orbitali ibridi con orbitali atomici
b. Sovrapposizione di orbitali ibridi con altri orbitali ibridi
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# of Lone Pairs +
# of Bonded Atoms Hybridization Examples
2
3
4
5
6
sp
sp2
sp3
sp3d
sp3d2
BeCl2
BF3
CH4, NH3, H2O
PCl5
SF6
Come posso capire l’ibridazione di un atomo centrale?
1. Disegnare le strutture di Lewis della molecola. 2. Contare il numero di lone pairs E il numero di atomi
legati all’ atomo centrale
52
Legame Sigma (σ) – densità elettronica fra i 2 atomi
Legame Pi (π) – densità elettronica sopra e sotto il piano dei nuclei degli atomi legati
Il legame nell’ Etilene, C2H4
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Legami Sigma (σ) e Pi (π)
Legame singolo 1 legame sigma
Legame doppio 1 legame sigma e 1 legame π
Legame triplo 1 legame sigma e 2 legame π
Quanti sono i legami σ e quelli π nella molecola dell’ acido acetico (aceto) CH3COOH?
C
H
H
C H
O
O H Legami σ = 6 + 1 = 7 Legami π = 1
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Una struttura di risonanza è una di due o più strutture di Lewis per una singola molecola che non può essere accuratamente rappresentata da una sola struttura di Lewis .
O O O + -
O O O + -
O C O
O
- - O C O
O
-
-
O C O
O
-
-
Quali sono le strutture di risonanza dello ione carbonato (CO3
2-)?
60
H F F H
Legame covalente Polare è un legame covalente con una densità elettronica maggiore su uno dei due atomi
electron rich region electron poor
region e- rich e- poor
δ+ δ-
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Elettronegatività è l’abilità di un atomo di attirare su di sé gli elettroni in un legame chimico.
Affinità Elettronica - misurabile, è più alta in Cl
Elettronegatività - relativa, è più alta in F
X (g) + e- X-(g)
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Momenti di Dipolo e Molecole Polari
H F
electron rich region electron poor
region
δ+ δ-
µ = Q x r Q è la carica
r è la distanza fra le cariche 1 D = 3.36 x 10-30 C m
64
Quali delle seguenti molecolale hanno un momento di dipolo? H2O, CO2, SO2, and CF4
O
Momento di dipolo Molecola polare
S
C O O
no momento di dipolo Molecola nonpolare
Momento di dipolo Molecola polare
C
F
F F F
no momento di dipolo Molecola nonpolare
68
Li + F Li+ F -
Il legame Ionico
1s22s1 1s22s22p5 1s2 1s22s22p6 [He] [Ne]
Li Li+ + e-
e- + F F -
F - Li+ + Li+ F -
LiF
Legame Ionico: la forza elettrostatica che tiene insieme gli ioni in un composto ionico.
69
L’Energia Reticolare aumenta se Q aumenta
e/o se r diminuisce.
Composto Energia Reticolare (kJ/mol)
MgF2 MgO
LiF LiCl
2957 3938
1036 853
Q: +2,-1 Q: +2,-2
r F- < r Cl-
Energia reticolare
E = k Q+Q- r
Q+ è la carica del catione Q- è la carica dell’anione
r è la distanza fra gli ioni
L’Energia reticolare (U) è l’energia rchiesta per separare una mole di composto ionico negli ioni gassosi.
E è l’energia potenziale
70
Ciclo di Born-Haber per determinare l’Energia Reticolare
ΔHoverall = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + ΔH4 + ΔH5 ° ° ° ° ° °
72
Modello degli Elettroni Liberi per i Metalli
I Metalli sono ottimi conduttori di calore ed elettricità. I Metalli possono essere descritti come un cristallo formato dai
nuclei atomici con un “mare di elettroni” condiviso fra tutti i nuclei (liberi gli e- di muoversi fra di essi) Questo è chiamato il modello di elettroni liberi per i metalli.
Questo modello spiega parecchie proprietà dei metalli: Conducibilità Elettrica: gli elettroni mobili generano la corrente. Conducibilità Termica: gli elettroni mobili conducono anche il calore. Malleabilità e Duttilità: Deformando il metallo ciascun catione è
ancora circondato da un “mare di elettroni”, così poca energia è richiesta sia per allungare che per piegare il metallo.
Opacità and Riflettanza (Shininess): Gli elettroni possono avere un’ampia gamma di energie, così possono assorbire e riemettere parecchie lunghezze d’onda della luce.
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Teoria delle Bande per i Metalli (e altri solidi ) Fino ad ora, comunque abbiamo considerato gli elettroni, li abbiamo
sempre trovati in orbitali (atomici per gli atomi, molecolari per le molecole). Come consideriamo gli elettroni in un metallo?
Questi solidi possono essere trattati utilizzando la teoria degli orbitali molecolari; comunque qui produrremo stati, invece di MOs. Consideriamo che non ci sono molecole distinte in un metallo. Si può considerare un intero pezzo di metallo come una molecola. In questo approccio: Combiniamo gli orbitali atomici di ciascun atomo nel campione per
formare gli stati, che possiamo considerare come orbitali molecolari molto grandi.
Come nella teoria LCAO-MO, il numero degli stati prodotti deve essere uguale al numero degli orbitali atomici combinati.
Si applica il principio di esclusione di Pauli, così ciascun stato può contenere solo due elettroni.
Affinchè un metallo conduca elettricità, i suoi elettroni debbono essere capaci di assorbire abbastanza energia da essere eccitati in stati a più alta energia.
Lo stato a più alta energia in cui questa eccitazione non c’è stata (i.e. nello stato fondamentale del metallo) è chiamato il livello di Fermi.
74
Teoria delle Bande per i Metalli (e altri solidi )
Image adapted from “Chemical Structure and Bonding” by R. L. DeKock and H. B. Gray
Come si formano gli stati e che aspetto hanno?
Consideriamo il litio. La figura a destra mostra gli MOs prodotti dalla combinazione lineare degli orbitali 2s in Li2, Li3 e Li4.
Notiamo che, per ciascun atomo aggiunto: Un MO in più si forma Le energie degli MOs si fanno più
vicine Quando un campione contiene un
numero molto grande di atomi di Li (e.g. 6.022×1023 atomi in 6.941 g), gli MOs (chiamati ora stati) prodotti sono così vicini in energia da formare una banda di livelli energetici.
Una banda prende il nome dagli AOs da cui proviene (e.g. banda 2s)
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Teoria delle Bande per i Metalli (e altri solidi )
In un matallo alcalino, la banda di valenza s è riempita solo per metà. e.g. sodio (vedi a destra)
Se ci sono N atomi di sodio in un campione, ci saranno N elettroni negli orbitali 3s.
Ci saranno N stati fatti dagli orbitali 3s, ciascuno dei quali può contenere due elettroni.
Quindi N /2 stati nella banda 3s saranno riempiti ed N /2 stati saranno vuoti (nello stato
fondamentale di Na).
Come tuuti gli altri metalli alcalini, il sodio conduce bene l’elettricità perchè la banda di valenza è piena solo per metà. Perciò è facile per gli elettroni nella banda di valenza essere eccitati negli stati vuoti a maggiore energia.
Poichè questi stati vuoti a maggiore energia sono nella stessa banda, possiamo dire che la banda di valenza per il sodio è anche la banda di conduzione.
76
Teoria delle Bande per i Metalli (e altri solidi )
In un metallo alcalino-terroso, la banda di valenza s è piena. e.g. berillio (vedi a destra)
Se ci sono N atomi di berillio in un campione, ci saranno 2N elettroni negli orbitali 2s.
Ci saranno N stati fatti dagli orbitali 2s, con ciascuno che può contenere 2 elettroni.
Così, tutto gli stati nella banda 2s saranno pieni e nessuno sarà vuoto (nello stato fondamentale Be).
Perchè quindi i metall alcalino-terrosi sono conduttori? Mentre la banda 2s nel berillio è piena, si sovrappone
con la banda 2p. (I livelli energetici delle molecole diatomiche omonucleari mostrano che gli OA s e p dei metalli sono vicini.) Così alcuni elettroni della banda di valenza possono essere
facilmente eccitati nella banda di conduzione. Nel berillio, la banda di conduzione (la band a che contiene gli
stati vuoti a più bassa energia) è la banda 2p.
77
Teoria delle Bande per i Metalli (e altri solidi )
Come sono le bande per qualcosa che non conduce elettricità, cioè per un isolante? e.g. diamante (vedi a destra)
Se ci sono N atomi di carbonio in un campione, ci saranno 4N elettroni di valenza.
Gli orbitali di valenza degli atomi di carbonio possono combinarsi per fare due stati, contenente ciascuno 2N stati.
La banda ad energia più bassa è la banda di valenza, contenente 4N elettroni
(nello stato fondamentale del diamante). La banda ad energia più alta sarà quella di conduzione, non contenente elettroni
(nello stato fondamentale del diamante). La differenza di energia fra la banda di valenza e quella di
conduzione è grande abbastanza da rendere difficile ad un elettrone della banda di valenza assorbire energia per essere promosso nella banda di conduzione.
78
Teoria delle Bande per i Metalli (e altri solidi )
Quanto deve essere grande la band gap perchè un materiale sia un isolante? Ci si riferisce al prodotto kB·T
kB è la costante di Boltzmann : 1.38065 × 10-23 J/K T è la temperatura in Kelvin
kB·T è una misura dell’energia termica (media) delle particelle in un campione
Come regola generale: Se la band gap è molto più grande di kB·T, si ha un isolante.
e.g. diamante: ~200×kB·T Se la band gap è più piccola di (o vicina a) kB·T, si ha un
conduttore. e.g. sodio: 0×kB·T, tin: 3×kB·T Se la band gap è circa dieci volte più grande di kB·T, si ha un
semiconduttore. e.g. silicio: ~50×kB·T
Le Band gap possono essere misurate con la spettroscopia di assorbimento. La luce a più bassa energia assorbita corrisponde alla band gap.
79
Teoria delle Bande per i Metalli (e altri solidi )
Ci sono due ampie categorie di semiconduttori: Semiconduttori Intrinseci
Hanno naturalmente una moderata band gap. Una piccola frazione degli elettroni della banda di valenza possono essere eccitati nella banda di conduzione. Possono quindi trasportare corrente.
Le “lacune” che tali elettroni lasciano nella banda di valenza possono anch’esse trasportare corrente perchè altri elettroni possono essere eccitati in esse.
Semiconduttori Estrinseci Hanno impurezze aggiunte in modo da aumentare la
corrente che possono condurre. (le impurezze sono definite come droganti; il processo si chiama drogaggio)
I droganti possono *sia* introdurre elettroni *or* aggiungere extra lacune:
I primi sono semiconduttori n (‘n’ sta per‘negativo’) I secondi sono semiconduttori p (‘p’ sta per‘positivo’)
80
Teoria delle Bande per i Metalli (e altri solidi )
Come funziona un semiconduttore di tipo n? e.g. il silicio ([Ne]3s 23p 2) è drogato con fosforo ([Ne]3s 23p 3)
Nel silicio, la banda di valenza è completamente piena e la banda di conduzione completamente vuota.
Il fosforo fornisce una banda addizionale piena di elettroni che è maggiore in energia della banda di valenza del silicio. Elettroni in questa banda donatrice sono eccitati più facilmente nella banda di conduzione (rispetto agli elettroni nella banda di valenza del silicio).
81
Teoria delle Bande per i Metalli (e altri solidi )
Come funziona un semiconduttore di tipo p? e.g. il silicio ([Ne]3s 23p 2) è drogato con alluminio ([Ne]3s 23p 1)
Nel silicio, la banda di valenza è completamente piena e la banda di conduzione completamente vuota.
L’alluminio fornisce una banda addizionale vuota che è minore in energia della banda di conduzione del silicio. Elettroni nella banda di valenza del Si sono più facilmente eccitati in questa banda accettrice (confontata con la banda di conduzione del silicio).
82
Teoria delle Bande per i Metalli (e altri solidi )
Con la scelta accurata sia del drogante che della sua concentrazione, la conducibilità di un semiconduttore può essere finemente modulata. Ci sono molte applicazioni dei semiconduttori.
e.g. i Semiconduttori p ed n sono connessi. La banda accettrice del semiconduttore p si riempe con gli extra elettroni
del semiconduttore n. Le extra lacune del semiconduttore p perciò si “muovono” verso il semiconduttore di tipo n.
Con le cariche negative che si muovono in una direzione e le positive nell’altro, cresce la separazione di carica che blocca il moto di elettroni e lacune *a meno* che il diodo non sia connesso ad un circuito:
Se il diodo è connesso in modo che gli elettroni fluiscano nel semiconduttore n,
si riforniscono elettroni a tale semiconduttore e la corrente può passare.
Se la connessione è inversa, gli elettroni si accumulano al semiconduttore p e la corrente si ferma.
83
Teoria delle Bande per i Metalli (e altri solidi )
In un fotodiodo, il semiconduttore p è esposto alla luce. Questo può eccitare gli elettroni dalla banda accettrice alla banda di conduzione. Questi sono attratti dal semiconduttore n (che ha una piccola carica positiva). Questo provoca un flusso di corrente, formando una cella solare.