Физика полупроводников - Бонч-Бруевич В.Л.
Скачать (прямая ссылка):
Согласно принципу Паули ? атоме (как и в любой другой системе электронов) в одном и том же квантовом состоянии не может быть более одного электрона. Этот принцип приводит к определенной конечной вместимости электронных групп и электронных оболочек. Согласно сказанному вместимость группы (/ = const) равна числу различных возможных значений т, умноженному на 2 (вследствие двух возможных значений s) или 2(2/ + 1). Это дает для разных групп:
В каждой заполненной группе всегда имеется четное число электронов, и при этом каждому электрону с определенными квантовыми числами п, I и т всегда соответствует другой электрон с теми же квантовыми числами,, но с противоположно направленным спином.
1=0 1 9 3
(/-1), I.
группа:
I:
вместимость:
s р d f ...
0 1 2 3 ...
2 6 10 14 ...
§ 2]
ЭЛЕКТРОННАЯ КОНФИГУРАЦИЯ АТОМОВ
55
Вместимость оболочек (п = const) равна
П — 1
2 2 (21 +1) = 2п2.
1 = 0
Это дает:
оболочка: К L М N О Р
п: 1 2 3 4 5 6
вместимость: 2 8 18 32 50 72
Напомним, наконец, что заполненные электронные группы обладает -особой устойчивостью. Наличие таких заполненных групп характерно для атомов благородных газов. Химическая валентность атомов определяется электронами внешних незаполненных групп (валентными электронами). Атомы металлов характеризуются небольшим числом валентных электронов, которые сравнительно легко могут отщепляться от атома. Так, например, атом типичного металла натрия-, имеющий порядковый номер Z = 11 и обладающий, следовательно, 11 электронами, имеет электронную структуру:
Na11: (Is)2 (2s)2 (2р)6 (3s)1 = (Ne)10 (3s)1.
У атома натрия имеется только один валентный электрон 3s, и поэтому натрий является одновалентным.
У атомов металлоидов, напротив, одна из электронных групп почти заполнена. Так, например, у атома типичного металлоида хлора электронная структура имеет вид:
Cl17: (Ne)10 (3s)2 (Зр)5.
Здесь для заполнения группы 3р (вместимость которой 6 электронов) не хватает всего одного электрона. Поэтому атом хлора тоже одновалентен. Однако, в отличие от натрия, он не отдает, а легко присоединяет один электрон, чем обусловлены его металлоидные свойства.
Приведем еще электронные структуры атомов углерода, кремния и германия, особенно интересных в связи с полупроводниковыми свойствами кристаллов этих элементов:
С6: (Не)2 (2s)2 (2р)\
Si14: (Ne)10 (3s)2 (3р)2,
Ge32: (Аг)18 (3d)10 (4s)2 (4р)2.
Все эти элементы расположены в одной и той же подгруппе IV В периодической системы и являются четырехвалентными. Их четырьмя валентными электронами являются два s-электрона и два р-электрона.
Отметим, что у атомов этих элементов в незаполненной последней группе имеется только два электрона: (2pf у углерода, (3pf у кремния и (Ар)2 у германия. Поэтому можно было бы ожидать, что эти
55
ХИМИЧЕСКИЕ связи В ПОЛУПРОВОДНИКАХ
1ГЛ. II
элементы будут не четырехвалентными, а двухвалентными. В действительности, однако, эти атомы вступают в химические соединения, находясь не в основном, а в возбужденном состоянии, в котором один из s-электронов переходит в группу р. Так, например, для углерода это соответствует конфигурации (Не)3 (2s)1 (2pf и аналогичным конфигурациям для других элементов этой подгруппы. Поэтому указанные четыре s- и р-электрона оказываются принадлежащими к незаполненным группам и являются валентными электронами, способными образовывать так называемую «гибридную s — /?-связь».
§ 3. Типы химической связи
- Остановимся теперь кратко на основных типах взаимодействия между атомами (подробнее см. например, [1]). Для этого рассмотрим
‘сначала простейший случай двух атомов.
На рис. 2.4 схематически пог казана зависимость потенциальной энергии U двух атомов от расстояния R между их ядрами для двух важных типичных случаев. При этом энергия атомов в отсутствие взаимодействия (Я- ос) принята за начало отсчета. В случае 1 энергия везде положительна и увеличивается при уменьшении расстояния. Это означает, что между атомами действует сила отталкивания при любом значении R, а значит, образование молекулы невозможно. В случае 2 потенциальная энергия имеет минимум при некотором расстоянии Re. Здесь возможно образование устойчивой двухатомной молекулы.
Кривую потенциальной энергии типа 2 можно истолковать как результат существования двух^йл: притяжения и отталкивания. Полная потенциальная энергия состоит из суммы двух слагаемых: положительного Um (отталкивание), быстро убывающего при увеличении расстояния, и отрицательного Unp (притяжение), уменьшающегося с расстоянием более медленно (рис. 2.4).
