WWW.DISSERS.RU

БЕСПЛАТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ БИБЛИОТЕКА

   Добро пожаловать!

Pages:     || 2 | 3 | 4 | 5 |   ...   | 6 |
-- [ Страница 1 ] --

И. А. Случинская Основы материаловедения и технологии полупроводников Москва — 2002   И. А. Случинская, 2002 Введение Прогресс современной науки и техники неразрывно связан с успехами как в

развитии и совершенствовании технологии получения традиционных полупроводниковых материалов, так и в разработке и исследовании новых перспективных полупроводников. Поразительные возможности современной полупроводниковой электроники и особенно микроэлектроники реализуются только по мере разработки и освоения выпуска полупроводниковых материалов с разнообразными физическими свойствами. Эти материалы позволили создать на их основе миниатюрные усилители и генераторы электрических сигналов, работающие в широком диапазоне частот;

интегральные микросхемы для современных компьютеров;

преобразователи одного вида энергии в другой;

полупроводниковые светодиоды, лазеры и фотоприемники, работающие в ИК- и видимом диапазонах (полупроводниковые лазеры и фотоприемники — составляющие элементной базы волоконно-оптических линий связи);

детекторы излучений и частиц;

магнитные, пьезо-, сегнетоэлектрические и многие другие устройства. В то же время открытие новых явлений и потребность создания более совершенных приборов для научных исследований стимулируют поиск, разработку и освоение производства новых материалов с требуемыми свойствами. Между физикой и технологией полупроводников существует тесная взаимосвязь, и часто оказывается, что получение новых физических результатов становится невозможным без постоянного прогресса в технологии. Работы по эпитаксии прекрасно иллюстрируют эту взаимосвязь. Идея создания тонких эпитаксиальных пленок полупроводников была впервые высказана в 1951 г., а первые эпитаксиальные транзисторы были изготовлены в 1960 г. Быстрый прогресс в области фундаментальных исследований механизма роста тонких пленок, связанный с широким промышленным применением эпитаксиальной технологии, привел к разработке новых методов эпитаксии — молекулярно-лучевой эпитаксии и MOCVD 4 (химическое осаждение из газовой фазы с использованием металлорганических соединений). Эти достижения в технологии позволили перейти к получению очень тонких пленок, толщина которых измеряется единицами атомных слоев, и исследованию их физических свойств, а также к созданию и изучению принципиально новых объектов — сверхрешеток. 1 Идея создания искусственных периодических структур, обладающих свойствами, качественно отличающимися от свойств соответствующих объемных материалов, была высказана еще в шестидесятые годы. В начале 70-х годов появились первые сообщения о получении таких структур, после чего начались систематические исследования свойств сверхрешеток, ведущиеся в тесном контакте физиками и технологами. В ходе этой работы были обнаружены новые интересные физические явления, например, квантовый эффект Холла [1, 2] и некоторые другие квантоворазмерные эффекты [3];

были выявлены возможности приборного применения сверхрешеток [4,5]. Все эти результаты могли быть получены только при детальном исследовании механизмов эпитаксиального роста и процессов, происходящих на гетерограницах в слоистых структурах, что и позволило создать сложные, достаточно совершенные сверхрешетки, состоящие из эпитаксиальных слоев толщиной в 1–5 моноатомных слоя. Этому способствовал выросший уровень исследовательской техники (современных методов исследования структуры и состава поверхности полупроводников) и вакуумной технологии. В настоящее время интерес исследователей в области эпитаксиального роста обращен на обнаруженные недавно особенности островкового роста на вицинальных гранях, напоминающие явление самоорганизации в живых системах. Раньше, а нередко и сейчас, новые полупроводниковые материалы создавались эмпирически. Однако знание природы химической связи, структуры, физико-химических свойств известных материалов и установление взаимосвязи между свойствами и способами их производства позволяют научно обоснованно прогнозировать наличие полупроводниковых свойств у новых материалов и разрабатывать технологию получения этих новых полупроводников с заданными параметрами. Материаловедение полупроводников — наука, изучающая закономерности образования полупроводниковых фаз (элементарных веществ, 1 Под сверхрешеткой понимают периодическую структуру, состоящую из тонких (нанометровых) слоев двух или более полупроводников, повторяющуюся в одном направлении. В этой структуре на периодичность самой кристаллической решетки накладывается дополнительная периодичность, обусловленная созданным закономерным изменением электронных или структурных свойств кристалла. Дополнительный период по толщине, обычно изменяющийся от единиц до десятков нанометров, меньше длины волны электронов, но больше постоянной кристаллической решетки.

5 соединений, твердых растворов) в равновесных и неравновесных условиях, влияние химического состава, атомной структуры и структурных дефектов на свойства материала, а также разрабатывающая принципиальные подходы (способы) управления свойствами получаемого материала. Технология полупроводников — это совокупность методов, которые позволяют получить полупроводник с заданными параметрами. На основе результатов, полученных в материаловедении, технологи разрабатывают и совершенствуют промышленные способы получения материалов. Описать подробно все существующие технологические приемы, используемые в производстве материалов для электронной техники, в одном курсе вряд ли возможно и целесообразно, по крайней мере, из-за довольно быстрого совершенствования технологии. Сведения о способах получения того или иного конкретного полупроводника можно получить из статей, справочников, монографий и т. д. Однако существуют некоторые общие закономерности технологических процессов производства разных полупроводниковых материалов. Это позволяет объединить способы получения различных полупроводников в типичные технологические методы, выделить наиболее широко используемые и детально их проанализировать. В настоящем курсе излагаются основы материаловедения и технологии полупроводников, которые позволяют получить общее представление об основных закономерностях образования полупроводниковых фаз, о механизмах их роста, условиях получения, а также получить представление о наиболее широко используемых в промышленности методах производства объемных полупроводников и эпитаксиальных полупроводниковых пленок с заданными свойствами. Эти знания необходимы студентам, специализирующимся в области физики полупроводников, для понимания специальной литературы. Действительно, почти каждая статья, посвященная исследованию свойств полупроводников или созданию приборов на их основе, начинается с описания метода получения материала, так как его свойства, как будет показано в этом курсе, тесно связаны с методом его получения. Весь материал курса разбит на главы, тесно связанные друг с другом. Во второй главе на основе теории химических связей излагаются основные закономерности образования полупроводников. В третьей главе рассмотрены структурные дефекты и их влияние на свойства материала. Описание существующих фазовых диаграмм, которые позволяют выбрать оптимальные условия получения полупроводника заданного состава, а также элементы общей теории образования фаз даны в четвертой 6 главе. Методы получения материалов полупроводниковой степени чистоты рассмотрены в пятой главе. Глава 6 посвящена описанию основных технологических методов получения полупроводниковых монокристаллов из жидкой и газовой фаз. Общие принципы и методы легирования полупроводников изложены в седьмой главе. В восьмой главе рассмотрены основные закономерности диффузии, широко используемой для создания заданного профиля распределения примесей в полупроводниковых структурах. Наконец, в главе 9 описаны основные закономерности роста эпитаксиальных пленок и основные используемые в настоящее время методы эпитаксии — жидкостная и газовая эпитаксия, MOCVD, молекулярно-лучевая эпитаксия и др.

Глава Некоторые свойства полупроводников и основные группы полупроводниковых материалов 1.1. Отличительные свойства полупроводников Среди твердых тел, как хорошо известно, можно выделить определенные группы веществ, отличающихся природой сил, действующих между атомами в твердом теле, и особенностями их зонной структуры, — металлы, полупроводники, диэлектрики. В металлах преимущественным типом химической связи между атомами является металлический тип связи, а в полупроводниках и диэлектриках — ковалентный или ковалентно-ионный и ионно-ковалентный типы связи соответственно. С точки зрения зонной структуры1 наиболее важной особенностью металлов является то, что в них верхняя энергетическая зона, содержащая электроны (зона проводимости), имеет незанятые уровни. В диэлектриках и полупроводниках при низких температурах (близких к 0 K) верхняя, целиком заполненная электронами энергетическая зона (валентная зона) отделена от следующей — пустой — зоны разрешенных энергий (зона проводимости) запрещенным участком конечной величины Eg 1 Зонная структура образуется всеми возможными электронными состояниями (уровнями энергии) всех атомов, входящих в состав твердого тела. Эти состояния могут быть заполнены электронами или вакантны.

Глава 1. Основные свойства и группы полупроводников (запрещенной зоной), в котором энергетические уровни электронов отсутствуют. Примеси и дефекты в диэлектриках и полупроводниках могут приводить к появлению уровней в запрещенной зоне, но этих состояний сравнительно мало, так что понятие запрещенной зоны сохраняет смысл. Полупроводники обычно выделяют в самостоятельную группу веществ. Но если между металлами и диэлектриками имеется качественное различие в зонной структуре, то между диэлектриками и полупроводниками различие только количественное — в величине Eg. Практически многие полупроводники при низких температурах (вблизи 0 К) ведут себя как диэлектрики, а многие диэлектрики при высокой температуре являются полупроводниками. Условно принято считать полупроводниками вещества, у которых при комнатной температуре Eg < 2–3 эВ. Однако следует заметить, что существуют и бесщелевые полупроводники, у которых Eg = 0 (например, HgTe и HgSe). Обычно металлы кристаллизуются в компактные структуры с плотнейшей упаковкой атомов, они обладают одновременно высокой механической прочностью и высокой пластичностью. Полупроводники имеют, как правило, не плотноупакованную структуру, они хрупки вплоть до весьма высоких температур. Металлы часто легко образуют сплавы с материалами с иной природой химической связи, полупроводники — плохо. Металлы непрозрачны для электромагнитных волн от самых низких частот вплоть до середины ультрафиолетовой области спектра;

для больших частот металлы становятся прозрачными. Кроме того, они в этой широкой области спектра (от низких частот до середины ультрафиолетовой области) хорошо отражают излучение. Диэлектрики и полупроводники в противоположность металлам прозрачны для электромагнитных волн от низких частот до некоторой граничной частоты, характерной для каждого материала и называемой основной частотой поглощения или краем собственного поглощения. Как правило, диэлектрики и полупроводники прозрачны в видимой области спектра. Часто у диэлектриков и полупроводников перед краем собственного поглощения наблюдаются пики примесного и экситонного поглощения. Рассматриваемые группы материалов различаются величиной удельного сопротивления (или электропроводности ). Различие в величине и дало повод к введению термина полупроводники (в смысле плохой проводник). Разделение материалов по значениям удельного сопротивления (электропроводности) условно. Принято относить к диэлектрикам материалы с = 1010 1020 Ом · см ( = 1020 1010 Ом1 см1 );

к полупроводникам материалы с = 104 1010 Ом · см ( = 1.1. Отличительные свойства полупроводников Рис. 1.1. Характерные температурные зависимости удельного сопротивления в металлах и полупроводниках.

104 Ом1 см1 );

а к металлам материалы с = 106 104 Ом · см ( = 104 106 Ом1 см1 ). В металлах основными носителями заряда, как правило, являются электроны проводимости с энергией, близкой к энергии Ферми EF ;

в полупроводниках — электроны в зоне проводимости и дырки в валентной зоне;

в диэлектриках — ионы. В металлах легко возникает электрический ток за счет перехода электронов под влиянием приложенного извне слабого электрического поля на свободные верхние уровни в одной энергетической зоне. Большинство свойств металлов обусловлено именно этой низкой энергией возбуждения электронов. В полупроводниках слабое электрическое поле тока вызвать не может (при низких температурах). Здесь для возникновения тока необходимо перебросить часть электронов в незаполненную зону, преодолев при этом энергетический зазор Eg. Наличие энергетического зазора приводит к различной зависимости удельного сопротивления от температуры (рис. 1.1). У металлов, как правило, растет с повышением температуры T в первом приближении по степенному закону m = 0 (1 + T p ), (1.1) где 0 — удельное сопротивление при 0 К, — температурный коэффициент сопротивления, T — абсолютная температура, p 1. У полупроводников, наоборот, s падает с повышением температуры по экспоненциальному закону s = A exp(Ea /kT), (1.2) где Ea — энергия активации, k — постоянная Больцмана. Разная температурная зависимость удельного сопротивления в металлах и полупроводниках связана с различной температурной зависи Глава 1. Основные свойства и группы полупроводников мостью концентрации носителей заряда в них. В случае одного типа носителей 1/ = = neµ, (1.3) где n — концентрация электронов, e — заряд электрона, µ — подвижность электронов. В металлах n практически не зависит от температуры, и температурная зависимость m связана с температурной зависимостью подвижности электронов, которая определяется рассеянием электронов на любых нарушениях периодичности кристаллической решетки (рассеяние на фононах, рассеяние на дефектах). Кроме того, носители могут рассеиваться друг на друге. С повышением температуры подвижность носителей в металлах всегда падает за счет их более интенсивного рассеяния тепловыми колебаниями атомов (рассеяние на фононах). В полупроводниках температурная зависимость подвижности электронов определяется механизмом рассеяния носителей заряда [6]. Наиболее важные механизмы, определяющие подвижность носителей в полупроводниках, — рассеяние на фононах (см. гл. 2) и заряженных примесях [6]. Температурная зависимость, характерная для этих механизмов рассеяния, носит степенной характер, и обычно подвижность падает с повышением температуры (рассеяние на фононах), как и в металлах. Однако n в полупроводниках экспоненциально увеличивается с повышением температуры, и это обуславливает экспоненциальную зависимость от T. Удельное сопротивление металлов и полупроводников можно изменить с помощью внешних воздействий (механических, облучения, освещения). В металлах эти воздействия, как правило, уменьшают подвижность µ, и удельное сопротивление увеличивается, причем абсолютная величина этого изменения составляет от нескольких сотых процента до десяти процентов. В полупроводниках µ также меняется, но, кроме того, указанные воздействия изменяют концентрацию носителей заряда, причем это изменение может достигать нескольких порядков. Особенно следует выделить высокую чувствительность полупроводников к освещению, что является основой создания полупроводниковых фотоприемников. Для полупроводников характерна высокая чувствительность физикохимических свойств к содержанию химических примесей и структурных дефектов, для металлов — существенно меньшая. Действительно, примеси и структурные дефекты могут сильно влиять на физические свойства полупроводников, например, на электрические (проводимость). Одни типы примесей и структурных дефектов не дают никакого эффекта или он совершенно незначителен, другие могут привести к увеличению проводимости на несколько порядков. Действие таких примесей и струк 1.2. Основные группы полупроводниковых материалов турных дефектов состоит в основном в том, что они изменяют число носителей заряда. Возможность изменять электрические свойства полупроводника путем точной дозировки добавляемых примесей или путем получения контролируемого числа структурных дефектов имеет огромное технологическое значение и дает основу для массового производства полупроводниковых приборов. Более того, само требование высокой степени чистоты и структурного совершенства явилось одной из основных причин того, что широкое применение полупроводников и развитие полупроводниковой техники стали возможны только с конца 40-х годов этого века, хотя первые упоминания о полупроводниках относятся еще к 1833 году. Таким образом, различие в типах химической связи приводит к резкому различию энергетических и кристаллических структур материалов и их физических свойств.

1.2. Основные группы полупроводниковых материалов В настоящее время известно 104 химических элемента, из них 79 металлов и 25 неметаллов. Среди последних 13 элементов проявляют полупроводниковые, а остальные 12 — диэлектрические свойства (см. табл. 1.1). Но кроме элементарных полупроводников насчитываются сотни и даже тысячи соединений, твердых растворов, обладающих полупроводниковыми свойствами. Поэтому было бы целесообразно классифицировать полупроводниковые материалы. Все полупроводники могут быть разделены на кристаллические и некристаллические. В настоящем курсе не будут рассматриваться особенности материаловедения и технологии некристаллических полупроводников, которые обычно выделяются в особый раздел физики полупроводников и о которых можно прочитать в специальной литературе [7, 8]. Однако для полноты классификации дадим о них самые общие сведения. К числу некристаллических полупроводников относятся: аморфные полупроводники (a-Si, a-Ge, Se, Sb, Te);

жидкие полупроводники (расплавленный Se, Te, расплавы оксидов, сульфидов, селенидов и теллуридов некоторых металлов);

стеклообразные полупроводники.2 Наибольшее распространение среди стеклообразных полупроводников получили халь2 Стекла — сильно переохлажденные жидкости с очень большой вязкостью.

Глава 1. Основные свойства и группы полупроводников когенидные (сплавы P, As, Sb, Bi с S, Se, Te, например, As2 Se3, As2 S3, As2 Te3 ) и оксидные (V2 O5 P2 O5 MeOx ).3 Общей чертой некристаллических полупроводников является отсутствие дальнего порядка в расположении атомов, результатом которого оказываются существенные изменения в энергетическом спектре и низкая подвижность носителей заряда. Исследования дифракции рентгеновских лучей, электронов и исследование дальней тонкой структуры рентгеновских спектров поглощения (EXAFS-спектроскопия) показывают, что ближайшее окружение и межатомные расстояния в некристаллических полупроводниках практически не отличаются от их кристаллических аналогов. Таким образом, можно сделать вывод, что полупроводниковые свойства материалов обусловлены ближним порядком (типом связи), а не дальним порядком (кристаллической структурой материалов). Среди кристаллических полупроводников часто выделяют группы со сходными теми или иными свойствами. Так по количеству входящих в состав вещества компонент можно выделить: 1) элементарные (гомеополярные) полупроводники: C, Si, Ge, -Sn, P, As, Sb, Bi, S, Se, Te, I, B. Важнейшими представителями этой группы являются Ge и Si — основные материалы полупроводниковой электроники. Германий и кремний имеют кубическую структуру типа алмаза, где каждый атом окружен 4 ближайшими соседями (см. гл. 2). 2) гетерополярные полупроводники (бинарные, трехкомпонентные и так далее). В этом курсе будут рассматриваться в основном только элементарные и бинарные полупроводники, что позволит на простых примерах выявить общие закономерности, характерные для полупроводников, и более детально разобраться в физико-химических проблемах, которые возникают при получении этих материалов. Кроме того, следует отметить, что в электронной промышленности из-за сложностей получения чистых многокомпонентных материалов, как правило, применяются элементарные и бинарные полупроводники. Среди бинарных полупроводников выделим наиболее изученные и широко используемые группы полупроводниковых соединений. В одну группу обычно включают соединения с одинаковой стехиометрической формулой, то есть образованные из элементов, расположенных в одних и тех же группах периодической системы элементов Д. И. Менделеева. а) Алмазоподобные полупроводники.

3 Me — металлы I–VI групп.

Таблица 1.1. Фрагмент таблицы периодической системы Д. И. Менделеева. Для каждого элемента в нижней строке указаны его атомный радиус (в A) (слева) и величина электроотрицательности по Полингу (справа) [20].

I II III IV V VI VII VIII He Ne 18 1. H 0. Li 0.77 2.1 Be 2. B Si 1.8 22 1.15 0.71 15 3. C P 2.1 23 1. N 0.66 O 3. F Cl Fe 1.24 1.8 1.25 1.28 1. Na 1. 1.0 1. Mg Ti 1.45 32 1. 1.5 1.31 2. Al V 1.32 33 1. S 2.5 24 0. 0.58 4.0 17 3.0 Ar Ni 1. K Ge 1.8 40 1. 0.9 1. Ca As 2.0 41 1. 1.2 1. Sc 1.25 34 1. 1.5 Cr Se 2.4 42 1. Mn 1.24 35 1. Co 27 1. 2.27 0. Cu 1. 1.97 1. Zn Zr 1.60 50 1.4 1.43 51 1.6 1.36 52 1.8 1.36 53 1. 1.61 1. 1. 1.8 36 1. Ga Nb Sb 1.9 73 1. Br 2.8 Kr Rh 1. Rb Sn 1.8 72 1. 1.9 1. Sr Te 2.1 74 1. 1.6 1. Y I 2.5 1.6 Mo Tc Ru 1. 44 2. Pd 1.34 2.2 1. 46 2.2 54 2. 2. 0. 2. 1. 1. 1. 47 1. Ag Hf 1.56 82 1.3 1.43 83 1.5 1.37 84 1.67 1. Cd Ta Bi 1. In W Po 2. Xe 2. 1. 1.2. Основные группы полупроводниковых материалов Cs Pb 1.8 104 1. 1.9 1. Ba 1.7 1. La 1.7 Re 1.37 Os 1.9 1. 76 2. Ir 1. 77 2. Pt 1. 78 2. 2. 0. 2. 0. 1. 1. 79 1. Au Ku Hg Tl At 2. Rn 1. 2. 1. 1. 1. 1. Fr Ra Ac 2. 0. 2. 0. 1. 1. Глава 1. Основные свойства и группы полупроводников Стехиометрическая формула этих полупроводников — A N B8N, где A и B — компоненты соединения, N — номер группы компонента A в периодической таблице Менделеева. Компоненты этих соединений расположены симметрично относительно IV группы в таблице Менделеева. Соединения имеют гранецентрированную кубическую решетку и кристаллизуются в структурах типа алмаза или сфалерита (цинковой обманки), либо гексагональную решетку и кристаллизуются в структуре типа вюртцита. Физические свойства соединений элементов VI группы в значительной мере определяются концентрацией собственных точечных дефектов структуры (см. гл. 3), проявляющих электрическую активность (центры рассеяния и рекомбинации). Полупроводники AN B8N находят широкое применение во многих областях техники и, прежде всего, в оптоэлектронных приборах. К ним относятся: AIII BV — GaAs, InSb, InP, GaSb, GaP, AlSb (структура сфалерита). AII BVI — CdSe, CdTe, HgTe, ZnS, ZnSe (структура сфалерита);

CdS, CdSe, ZnS, ZnSe (структура вюртцита).4 AI BVII (кристаллизующиеся в кубической структуре типа сфалерита) — CuBr, AgI. AIV BIV — -SiC (структура сфалерита). б) Халькогениды элементов четвертой группы. Стехиометрическая формула этих полупроводников — A IV BVI. Типичные представители — PbS, PbTe, SnTe. Эти материалы имеют гранецентрированную кубическую решетку типа NaCl или слабо искаженные структуры на ее основе. Они имеют узкую запрещенную зону и используются как источники и приемники ИК-излучения. Собственные точечные дефекты структуры в A IV BVI имеют низкую энергию ионизации и проявляют электрическую активность. в) Халькогениды элементов пятой группы. Стехиометрическая формула этих материалов — A V BVI. К этой груп23 пе относятся халькогениды мышьяка (As2 S3, As2 Se3, As2 Te3 ), кристаллизующиеся в структуры с моноклинной решеткой;

халькогениды сурьмы (Sb2 Se3, Sb2 S3 ) — соединения с ромбической решеткой;

халькогениды висмута (Bi2 Te3, Bi2 Se3 ) — соединения с ромбоэдрической решеткой. Халькогениды сурьмы и висмута используются для создания полупроводниковых термоэлектрических генераторов.

4 Обратите внимание на то, что некоторые из приведенных полупроводников существуют в двух кристаллических модификациях.

1.2. Основные группы полупроводниковых материалов Среди гетерополярных полупроводников принято также выделяют следующие группы полупроводников: а) Магнитные полупроводники [9, 10]. Во всех этих материалах присутствуют атомы с частично заполненными d- и f-оболочками (атомы переходных металлов и редкоземельных элементов). Отличительной особенностью многих из них является возникновение магнитного упорядочения при низких температурах. Эта группа включает такие соединения как, например, EuS, EuSe, MnTe, простые (NiO, CoO, FeO, ZnO, EuO, Cu2 O) и сложные окислы переходных металлов, например, ферриты типа MeO·Fe2 O3 или MeFe2 O4 (ZnFe2 O4, MnFe2 O4 ), кристаллизующиеся в структуре шпинели. Эти материалы находят применение в радиотехнических приборах, оптических устройствах, управляемых магнитным полем, и в волноводных устройствах СВЧ. Оксидные полупроводники (NiO, ZnO, EuO, Cu2 O) используются как разнообразные датчики — температуры, химического состава газа. б) Полупроводники-сегнетоэлектрики [11, 12]. Отличительными особенностями этой группы кристаллов является наличие электрических моментов в кристалле и возникновение спонтанной поляризации при понижении температуры. Типичным примером этих материалов являются полупроводники со структурой перовскита и стехиометрической формулой ABO 3. Их примером могут служить BaTiO3 и PbTiO3. К этой же группе полупроводников-сегнетоэлектриков относятся и некоторые соединения A IV BVI — GeTe и SnTe. Используются эти материалы при создании запоминающих и нелинейно-оптических устройств, в качестве пьезодатчиков. в) Органические полупроводники: антрацен, нафталин, фталоцианины, поливинилкарбазол [13, 14]. В последние годы наметился существенный прогресс в использовании этих материалов в разных областях техники, например, для создания транзисторов и оптоэлектронных приборов. Такое деление полупроводников можно было бы продолжить и дальше, однако остановимся на приведенных наиболее часто выделяемых группах. Изучение курса основы материаловедения и технологии полупроводников начнем с обсуждения природы химических связей и анализа особенностей химической связи в полупроводниках.

Глава Основы теории химической связи и закономерности образования полупроводников 2.1. Электронная конфигурация свободных атомов Химическая связь в твердых телах образуется в результате взаимодействия атомов (ионов). Наиболее существенным результатом этого взаимодействия является расщепление энергетических уровней валентных электронов свободных атомов и образование энергетических зон. С другой стороны, взаимодействие электронов данного атома и соседних атомов не разрушает полностью исходную структуру электронных уровней отдельных атомов. Эти два факта дают основание считать, что электронное строение свободных атомов и, прежде всего, строение их валентных оболочек определяет химическую связь, характер ближнего порядка и, в конечном счете, электронные свойства твердых тел. Периодическая таблица элементов Д. И. Менделеева отражает закономерности электронного строения свободных атомов. Структура энергетического спектра свободных атомов рассчитывается с помощью методов квантовой механики. Простейшим атомом является атом водорода, обладающий единственным электроном. Уравнение Шредингера для него имеет точное решение и позволяет провести классификацию состояний электрона в атоме. Отметим, что изучение атома водорода дает основу для классификации состояний любого атома, так как электронная структура атома водорода имеет ряд существенных черт, характерных для электронной структурой более сложных атомов.

2.1. Электронная конфигурация свободных атомов Уравнение Шредингера для атома водорода можно записать в виде H = E, (2.1) p где H = p2 /2m + U — гамильтониан ( = i — оператор импульса, U(r) = e2 /r — потенциальная энергия электрона в поле, созданном неподвижным ядром, m — масса электрона, e — заряд электрона, r — радиус-вектор электрона), (r) — волновая функция электрона (|(r)| 2 определяет плотность вероятности нахождения электрона в данной точке пространства), а E — энергия состояния электрона. Для сферически симметричного потенциала U(r) уравнение (2.1) проще всего решать в сферической системе координат. В этом случае уравнение Шредингера для атома водорода допускает разделение переменных. Собственные волновые функции уравнения (2.1) ищутся в виде = R(r)()(), где r,, — сферические координаты. Решение этих уравнений совместно с соответствующими граничными условиями приводит к появлению трех целочисленных квантовых чисел n, l, ml, которые служат параметрами для собственных волновых функций уравнения (2.1), описывающих состояния электрона в атоме. Учет спина электрона приводит к появлению четвертого квантового числа m s. Полная волновая функция электрона равна произведению координатной и спиновой волновых функций. Пространственная (координатная) часть волновой функции электрона в атоме называется атомной орбиталью. Таким образом, собственные волновые функции уравнения (2.1) зависят от четырех параметров (четырех квантовых чисел): n, l, ml, ms. Волновые функции электрона, имеющие одинаковые n, l и ml, образуют орбиталь. Совокупность орбиталей, имеющих одинаковые n и l, образует оболочку. Совокупность оболочек с одинаковым n образует электронный слой. Главное квантовое число n может принимать значения 1, 2, 3,... и определяет номер слоя. Слои с n = 1, 2, 3, 4,... принято обозначать буквами K, L, M, N и т. д. Величина n характеризует удаленность электрона от атомного ядра. Орбитальное квантовое число l определяет величину момента количества движения электрона относительно ядра (или симметрию электронного облака);

l может иметь значения от 0 до (n 1). Оболочки с l = 0, 1, 2, 3 называются s-, p-, d-, f-орбиталями соответственно. Орбитальное магнитное квантовое число ml характеризует проекцию момента количества движения электрона на некоторое выделенное направление в пространстве;

ml может принимать значения от l до l (включая ноль).

Глава 2. Основы теории химической связи Спиновое магнитное квантовое число ms характеризует собственный механический момент электрона (ориентацию в пространстве вектора спина электрона);

ms может принимать только два значения: +1/2 и 1/2. Можно показать, что уравнение (2.1) имеет решения при любых положительных значениях энергии и при дискретных отрицательных значениях энергии, равных En = me4 1 e2 1 13.6 = = 2 эВ, 2 n2 2 2a0 n2 n (2.2) где a0 = 2 /me2 = 0.529 A — боровский радиус. Случай E > 0 соответствует делокализованным состояниям, характеризуемым волновым вектором и проекцией спина (электрон пролетает вблизи ядра и удаляется вновь на бесконечность). Случай E < 0 соответствует локализованным электронным состояниям, характеризуемым набором квантовых чисел n, l, ml и ms (электрон находится в пределах атома). Видно, что значения энергии для интересующего нас второго случая зависят от квантового числа n и не зависят от l, ml и ms. Именно поэтому число n и называется главным квантовым числом. Таким образом, каждому En соответствует несколько волновых функций n,l,ml,ms, отличающихся значениями квантовых чисел l, ml, ms. Это означает, что атом водорода может иметь одно и то же значение энергии, находясь в нескольких различных состояниях, то есть энергетические уровни вырождены, причем кратность вырождения равна 2n2. Рассмотрим пространственные части (без учета спина электрона) собственных функций, являющихся решениями волнового уравнения (2.1), в порядке возрастания энергии, то есть n. Функции |n,l,ml |2 описывают пространственное распределение электронной плотности вокруг ядра и имеют независимые друг от друга радиальные R(r) и угловые ()() части. Радиальная часть R(r) волновой функции определяет распределение электронной плотности по радиусу от ядра. На рис. 2.1,а показаны радиальные части первых трех s-орбиталей. Отметим, что 1s-функция никогда не меняет знака, 2s-функция меняет его один раз, а 3s-функция — дважды. На рис. 2.1,б показано изменение электронной плотности с расстоянием от ядра для этих орбиталей. Электронная плотность концентрируется на все большем расстоянии от ядра по мере того, как значение n растет. Обычно радиальная функция плотности имеет самое большое значение за последней поверхностью, на которой R(r) = 0. Для p-, d- и f-орбиталей картины похожи.

2.1. Электронная конфигурация свободных атомов Рис. 2.1. Зависимость радиальной части волновой функции R(r) от r/a0 для трех первых s-орбиталей (а) и соответствующие радиальные функции распределения электронной плотности 4r 2 R2 (r) (б).

Рассмотрим угловые части ()() волновых функций. Они определяют угловое распределение электронной плотности — вероятность найти электрон в определенном направлении, рассчитанную на единицу телесного угла. s-орбитали. В каждом электронном слое существует лишь одна s-орбиталь. Все s-орбитали сферически симметричны (рис. 2.2), так как все они описываются волновой функцией, которая не зависит от углов и (таково решение волнового уравнения). p-орбитали. Начиная с n = 2 появляются p-орбитали. Каждый электронный слой, у которого существует l = 1, имеет 2l + 1 = 3 p-орбитали, которые зависят от углов и. Эти три p-орбитали называются p x, py, pz, так как они полностью симметричны относительно осей x, y, z соответственно, но меняют знак при инверсии (на рис. 2.2 это показано с помощью знаков + и ). Для n = 3 и 4 появляются еще d- (l = 2) и f-орбитали (l = 3) соответственно. При этом каждый электронный слой должен иметь пять d-орбиталей (рис. 2.2) и семь f-орбиталей. Все орбитали с одним и тем же n имеют сходное радиальное распределение электронной плотности и существенно различные угловые распределения. Такова классификация состояний электрона в атоме водорода.

Глава 2. Основы теории химической связи Рис. 2.2. Орбитали s-, p- и d-типа.

Перейдем к рассмотрению свободных многоэлектронных атомов. Структура энергетического спектра сложных атомов обладает значительным сходством со структурой спектра атома водорода. Физическая причина этого сходства заключается в том, что и в более сложных атомах каждый электрон находится под действием приблизительно центральных сил с центром, расположенным на ядре. Как и в случае атома водорода, потенциальная энергия отдельного электрона является и в рассматриваемом случае функцией только расстояния от ядра. Уравнение Шредингера для многоэлектронного атома, как и для атома водорода, решается в сферических координатах методом разделения переменных, и при его решении находятся аналогичные наборы значений квантовых чисел n, l, ml, ms,1 а выражения для угловых частей собственных волновых функций этого уравнения оказываются точно такими же, как и в случае атома водорода. Однако энергия отдельного электрона теперь оказывается зависящей не только от n, но и от l2 что приводит к расщеплению атомных уровней энергии. Обсудим причины, по которым снимается вырождение по l в сложных атомах. При расчетах структуры энергетического спектра многоэлектронного атома предполагается, что выделенный электрон в нем не взаимодействует с другими электронами, а ведет себя так, как если бы он был один в электростатическом поле ядра. Однако в этом случае потенциал, действующий на этот выделенный электрон, принципиально отличается теперь l, ml, и ms относятся к суммарным моментам всех электронов в атоме. не зависит от ml и ms по соображениям симметрии в данной постановке задачи, однако реально такая зависимость существует (см. ниже).

2 Энергия 1 Однако 2.1. Электронная конфигурация свободных атомов Рис. 2.3. Проникновение 3s-орбитали в неоновый электронный остов ([Ne]) атома Na.

от кулоновского потенциала в атоме водорода из-за влияния электронов друг на друга. Согласно законам общей физики потенциальная энергия электрона U, находящегося на определенной орбитали в поле сферически-симметричного распределения заряда, пропорциональна Z, где Z — полный заряд, содержащийся внутри сферы, радиус которой равен расстоянию от ядра до электрона. Этот заряд Z состоит из заряда самого ядра минус заряд электронов, находящихся на более близких к ядру орбиталях, чем рассматриваемый электрон. Однако на величину заряда Z, определяющего волновую функцию электрона на рассматриваемой орбитали и его энергию в многоэлектронном атоме, еще оказывает влияние степень проникновения волновой функции этой орбитали в заполненный остов. Поясним этот эффект. В водородоподобном атоме энергия электрона на данной орбитали определяется только главным квантовым числом n и полным зарядом Z: En Ze2 /n2, то есть энергии, например, 2s- и 2p-орбиталей должны быть одинаковы. В многоэлектронном атоме ситуация иная. Так, например, у атома Li уровень n = 2 (основное состояние третьего электрона) не является вырожденным, как это было в случае атома водорода. Вместо этого 2s-состояния располагаются несколько ниже 2p-состояний. Основной причиной этой зависимости энергии от l является то обстоятельство, что волновая функция 2s-электрона Li проникает внутрь гелиевого остова больше, чем волновая функция 2p-электрона, и при этом заряд ядра экранируется меньше. Аналогичная ситуация наблюдается и в атоме Na. Энергии 3s-, 3p-, 3d-орбиталей значительно различаются, а порядок их расположения в энергетическом пространстве следующий: 3s, 3p, 3d. Это связано с тем, что волновая функция 3s-электрона Na значительно проникает внутрь неонового остова, при этом заряд ядра вместо того, чтобы экранироваться полностью электронами неонового остова, экранируется частично Глава 2. Основы теории химической связи (рис. 2.3). В результате получается, что эффективный (результирующий) заряд Z (ранее полный заряд Z) равен 2 вместо 1. Волновая функция 3p-электрона проникает в неоновый остов меньше, чем 3s-, и эффективный заряд становится 1 < Z < 2;

волновая функция 3d-электрона практически совсем не проникает и, следовательно, Z 1. Для атома калия ситуация следующая: 4s-орбиталь менее экранирована, чем 3d-, а поэтому более стабильна и, следовательно, порядок расположения орбиталей в энергетическом пространстве такой: 3s, 3p, 4s, 3d, 4p. Таким образом, экранирование заряда ядра в многоэлектронном атоме приводит к расщеплению уровней энергии, то есть к снятию вырождения по l. Следует отметить, что экранирование не единственная причина, приводящая к расщеплению энергетических уровней;

этот же эффект вызывают малые магнитные силы, действующие внутри атомов, а также и другие специфические квантовомеханические взаимодействия. Принцип заполнения орбиталей электронами в многоэлектронных атомах состоит в добавлении электронов к ядру атома, то есть в заполнении соответствующего числа орбиталей в порядке возрастания квантового числа n и в согласии с принципом Паули и правилами Хунда и Клечковского. Согласно принципу Паули на одной орбитали может находиться не более двух электронов с антипараллельными спинами. Отсюда следует, что максимальное число электронов на s, p, d и f-орбиталях, образующих оболочку, равно 2, 6, 10 и 14 (2(2l + 1)) соответственно. Согласно правилу Хунда данная электронная конфигурация обладает наименьшей энергией при максимальном числе неспаренных валентных электронов. Согласно правилу Клечковского орбитали заполняются в порядке возрастания n + l, причем в группе орбиталей с одинаковым значением n + l первыми заполняются орбитали с меньшим значением n: ns < (n 1)d (n 2)f < np.

2.2. Типы химической связи При сближении изолированных атомов и образовании кристалла их электронные оболочки перекрываются. Взаимодействие электронов, принадлежащих разным атомам, вызывает расщепление атомных дискретных энергетических уровней изолированных атомов. Первыми начинают расщепляться уровни, соответствующие электронам, наиболее удаленным от ядра, то есть находящимся на внешних оболочках атома. При равновесном межатомном расстоянии r0 расщеплены уровни всех орбиталей, участвующих в образовании химической связи. Число расщепленных уровней равно числу атомов в кристалле. Каждый тип атомных ор 2.2. Типы химической связи Рис. 2.4. Зависимость полной энергии твердого тела E от межатомного расстояния r;

r0 — равновесное межатомное расстояние.

биталей группируется в определенное число «молекулярных орбиталей», каждая из которых включает большое число атомных расщепленных орбиталей, очень мало отличающихся друг от друга по энергии. Такие «молекулярные орбитали» образуют энергетические зоны. Таким образом, в результате взаимодействия атомов формируется энергетическая структура твердого тела. Что же удерживает вместе атомы в кристалле? Химическая связь между ними в основном обеспечивается силами электростатического притяжения между отрицательно заряженными электронами и положительно заряженными ядрами. Для того чтобы она образовалась, необходимо выполнение следующих условий. Положительно заряженные ионные остовы и валентные электроны должны находиться на таком расстоянии друг от друга, чтобы было сведено до минимума электростатическое отталкивание между одноименными зарядами. В то же самое время валентные электроны должны быть настолько близко расположены от положительных ионов, чтобы электростатическое притяжение между разноименными зарядами было максимально. При выполнении этих условий потенциальная энергия системы может немного уменьшиться, а кинетическая может немного возрасти, однако полная энергия должна отвечать минимуму энергии системы (рис. 2.4). В результате ионные остовы будут находиться в твердом теле на равновесном межатомном расстоянии r0, которое определяется равенством сил притяжения и отталкивания между ионными остовами и электронами. Таким образом, существование стабильной химической связи между атомами в кристалле предполагает, что полная энергия кристалла меньше полной энергии такого числа свободных атомов, из которого состоит кристалл, то есть при образовании химической связи всегда вы Глава 2. Основы теории химической связи деляется энергия. Количество энергии, выделившейся при образовании химической связи, называется энергией связи: Eсвяз = Eсвоб.ат Eт.т. Эта величина является важнейшей характеристикой прочности связи и выражается в килоджоулях на 1 моль образующегося вещества. Энергию связи определяют сравнением с состоянием, предшествующим ее образованию. Определить ее непосредственно из эксперимента довольно трудно, обычно энергию связи вычисляют из данных по теплотам реакций с использованием закона Гесса [15]. Иногда энергию связи можно оценить по теплоте сублимации. В зависимости от особенностей (определяемых индивидуальной электронной структурой взаимодействующих атомов) сил, действующих между атомами или ионами, в элементарных веществах различают три основных типа химической связи: металлическую, ковалентную и молекулярную. Помимо перечисленных в соединениях и твердых растворах возможен ионный тип связи. В веществах, одним из компонентов которых является водород, возможно появление водородного типа связи. Как правило, в реальных материалах одновременно реализуется несколько различных типов связи. Образующаяся в результате связь называется смешанной. Рассмотрим особенности основных типов химической связи.

2.2.1. Ковалентная связь Химическая связь между атомами, осуществляемая обобществленными электронами, называется ковалентной. Эта связь обусловлена силами квантовомеханического происхождения — обменным взаимодействием. Рассмотрим образование гомеополярной ковалентной связи на примере простейшей молекулы водорода H2. В квантовой механике один из методов рассмотрения электронного строения молекул основан на представлении об образовании химической связи в результате движения каждого электрона в поле всех ядер и остальных электронов молекулы. В таком одноэлектронном приближении многоэлектронная волновая функция молекулы представляет собой совокупность одноэлектронных волновых функций (молекулярных орбиталей — МО), каждая из которых описывает один электрон молекулы в определенном состоянии. МО задается определенным набором квантовых чисел и для нее справедлив принцип Паули. При этом сама одноэлектронная МО получается как линейная комбинация одноэлектронных атомных орбиталей (АО). Физическая суть этого метода заключается в следующем (для молекулы водорода). Во время движения электрона вокруг ядерного скелета молекулы H2 в какой-то 2.2. Типы химической связи Рис. 2.5. Диаграмма уровней энергии МО для двухатомных молекул, образованных двумя идентичными (a) и различными (б) атомами.

момент электрон может оказаться вблизи одного ядра (назовем его A) и относительно далеко от другого (назовем его B) и наоборот. Когда он оказывается рядом с данным ядром, он может вести себя более или менее так, как будто он находится на атомной орбитали, принадлежащей этому ядру (A или B ). Если электрон находится в некотором среднем положении относительно скелета из ядер, то его состояние может быть приближенно описано комбинацией обеих функций, то есть A ± B. В этом приближении две нормированные волновые функции (МО) молекулы H2 для одного электрона имеют вид b = Nb (A + B ), a = Na (A B ), (2.3) где A и B — волновые функции электрона атома A и B соответственно, Na,b — постоянные нормировки. Поскольку атомы A и B идентичны, из уравнения Шредингера сле2 дует, что энергия орбитали b дается выражением Eb = 2Nb (Q + ), где Nb — постоянная нормировки, Q = AHA dV = B HB dV — энергия электрона на орбитали A или B, то есть энергия атома водорода в основном состоянии;

= HB dV = HA dV — обменный инB A теграл. Параметр представляет собой энергию взаимодействия между атомами и имеет отрицательное значение. Аналогично для другой орби2 тали имеем Ea = 2Na (Q ), где Na — постоянная нормировки. Энергия b МО оказывается ниже, чем у исходных АО. Ее заполнение приводит к образованию химической связи между атомами. Это основное состояние молекулы, поэтому b называют связывающей МО, а находящиеся на ней электроны связывающими электронами. Энергия МО a выше, чем у исходных АО. Заполнение этой орбитали электронами ведет к разрыхлению химической связи и распаду молекулы на атомы. Такое состояние молекулы можно рассматривать как возбужденное, поэтому МО a называют разрыхляющей, а находящиеся на ней электроны разрыхляющи Глава 2. Основы теории химической связи Рис. 2.6. Плотность вероятности нахождения электрона на индивидуальных атомных орбиталях водорода 2 и 2 B A (штриховые линии) и на молекулярных орбиталях 2 и 2 (сплошные линии) в a b молекуле водорода.

ми электронами. Результаты расчетов приведены на диаграмме уровней энергии на рис. 2.5,а. На рис. 2.6 приведены плотность вероятности нахождения электрона на индивидуальных атомных орбиталях A и B и на молекулярных орбиталях b и a (с учетом спиновой части волновой функции электрона). Функция b соответствует электронам с антипараллельно направленными спинами, а a — с параллельно направленными спинами. Из рисунка видно, что электрон с волновой функцией b имеет более высокую вероятность нахождения между ядрами, чем электрон с волновой функцией a. Увеличение электронной плотности между двумя положительно заряженными ядрами сопровождается значительным выигрышем энергии по сравнению с невзаимодействующими атомами водорода, что и является причиной образования химической связи в молекуле. Образование химической связи в молекуле водорода иллюстрирует формирование гомеополярной ковалентной связи. В молекулах, образованных из одинаковых атомов, различают два типа МО, формы которых можно представить исходя из форм исходных атомных орбиталей: это молекулярные орбитали - и типов. -МО возникает при перекрытии атомных орбиталей вдоль оси, соединяющей ядра взаимодействующих атомов. Например, в молекуле H2 мы имеем дело с -МО (связывающей и разрыхляющей), образующимися при перекрытии s-орбиталей каждого из двух атомов (рис. 2.7,а,б). Если при образовании МО необходимо комбинировать p-орбитали, то при этом могут образовываться -МО и -МО. Например, примем ось, проходящую через два ядра, за ось z. Если при взаимодействии атомов перекрываются pz -орбитали соседних атомов, то могут образовываться связывающая и разрыхляющая -МО (рис. 2.7,в,г). При комбинации pz -орбитали одного атома и s-орбитали другого также образуется -МО. С образованием -МО могут комбинировать s-, p- и d-АО, если они ориентированы вдоль оси связи.

2.2. Типы химической связи Рис. 2.7. Примеры образования молекулярных - и -орбиталей. а, в, д — связывающие орбитали;

б, г, е — разрыхляющие орбитали.

Глава 2. Основы теории химической связи Однако px - и py -орбитали уже не могут образовывать -МО. При комбинировании они образуют -орбитали. -орбиталь — это такой тип МО, центроузловая линия которой совпадает с молекулярной осью. При взаимодействии двух p-орбиталей, расположенных перпендикулярно оси, содержащей ядра атомов, возникают две области перекрытия. Соответственно -МО не обладает цилиндрической симметрией относительно оси, но имеет равное распределение электронной плотности по обе стороны от плоскости, проходящей через эту ось (рис. 2.7,д,е). -МО также могут образовываться при перекрытии p- и d-орбиталей или двух d-орбиталей. Нетрудно догадаться, что гомеополярная ковалентная связь тем прочнее, чем сильнее перекрываются орбитали. При этом связывающие электроны больше концентрируются между ядрами, уменьшается взаимное отталкивание ядер и возрастают силы притяжения между электронами и ядрами. Степень перекрытия атомных орбиталей характеризуется интегралом перекрытия S = B dV. Он может иметь положительное, A отрицательное и нулевое значение. Если S < 0, то ядра отталкиваются, при S = 0 взаимодействия нет, а при S > 0 между ядрами образуется связь (рис. 2.8). Вернемся к рис. 2.6. На нем изображена типичная диаграмма уровней энергий, показывающая энергии МО, образованные двумя одинаковыми атомами, каждый из которых для образования связи предоставляет одну орбиталь. При этом электронная плотность в молекуле симметрично распределена относительно обоих ядер. Если двум исходным атомным орбиталям не соответствует одна и та же энергия (такая ситуация возникает, если два атома различны), то уровни, отвечающие a и b, должны быть смещены приблизительно на одинаковое расстояние выше и ниже средней энергии этих двух атомных орбиталей (см. рис. 2.6,б). Результирующее электронное облако в молекуле в этом случае оказывается асимметричным, и атомы нельзя уже считать незаряженными. Таким образом, кроме обменного взаимодействия между атомами будет еще и кулоновское взаимодействие;

образующуюся при этом связь называют ковалентной полярной связью. Для ее образования необходимо, чтобы из исходных АО образовывались МО. МО образуются при соблюдении следующих условий: а) довольно близкие значения энергии исходных АО;

б) значительное перекрытие АО;

в) одинаковая симметрия АО относительно оси молекулы. Увеличение степени нарушения этих условий приводит к увеличению асимметрии электронного облака и постепенному изменению типа связи. Например, в молекуле HCl 2.2. Типы химической связи Рис. 2.8. Различные схемы перекрытия атомных орбиталей.

Глава 2. Основы теории химической связи b = A + B, a = B A.

(2.4) Однако для HCl настолько мало, что b A, а a B. Такую полярную ковалентную связь можно рассматривать как переходную между ковалентной и ионной связями. В предельном случае очень сильного различия в энергиях атомных орбиталей, участвующих в образовании связи, эти атомные орбитали уже не будут смешиваться, а образующаяся связь уже не будет ковалентной.

2.2.2. Ионная связь Ионные кристаллы, то есть те, в которых ионный тип связи является преобладающим, состоят из положительных и отрицательных ионов. Эти ионы образуют кристаллическую решетку в основном за счет электростатического взаимодействия между ионами противоположного знака. Рассмотрим для простоты простой ионный кристалл.3 Электронные оболочки ионов в таком кристалле похожи на электронные оболочки, характерные для атомов инертных газов, так как атомы, из которых образуется ионный кристалл, достраивают свою внешнюю валентную оболочку до полностью заполненной, присоединяя недостающие электроны (анионы) и отдавая их (катионы). Такой переход электронов оказывается энергетически выгодным (приводит к уменьшению полной энергии системы). Можно ожидать поэтому, что распределение электронной плотности для каждого иона в ионном кристалле будет приближенно обладать сферической симметрией, как у атомов инертных газов, хотя эта симметрия и может несколько нарушаться в области соприкосновения соседних ионов. Этот вывод подтверждается рентгеновскими данными. Так как электрическое поле иона имеет сферическую симметрию, то ионная связь не обладает направленностью. Кроме того, ионная связь не обладает и свойством насыщаемости. На больших расстояниях взаимодействие между парой противоположно заряженных ионов можно рассматривать как взаимодействие точечных зарядов q с разными знаками. Энергия этого взаимодействия, связанная с силами притяжения, q2 /r, где q — заряд иона, r — расстояние между ионами. Однако в кристаллах надо принимать во внимание взаимодействие между всеми зарядами (как разного знака, так и одного) в структуре. Учет этого, как показывают расчеты [16], приводит к появлению численного множителя, называемого постоянной 3 Простой ионный кристалл — это кристалл, имеющий г.ц.к. решетку типа NaCl.

2.2. Типы химической связи Рис. 2.9. Поляризация ионов (схема).

Маделунга, а энергия взаимодействия в этом случае будет q2 /r. Значение постоянной Маделунга зависит от типа кристаллической решетки. С другой стороны, при малых r должны проявляться силы отталкивания. Они обусловлены перекрытием электронных облаков ионов, а также взаимным отталкиванием положительно заряженных ядер. Это взаимодействие часто описывают эмпирическим выражением a/r m, где a и m — постоянные, характеризующие силы отталкивания. Таким образом, полная энергия взаимодействия в ионной кристаллической решетке (энергия решетки) описывается выражением4 U = a/r m q2 /r.

(2.5) Характерная величина энергии связи ионных кристаллов порядка 5–7 эВ на пару ионов. В ионных кристаллах наблюдается поляризуемость ионов: большие ионы могут деформироваться под действием соседних меньших ионов (рис. 2.9). Например, маленький катион и большой анион. Маленький катион отталкивает ядро большого аниона и при этом индуцирует перераспределение заряда на ближайшей к нему стороне аниона. Вследствие этого плотность собственного электронного облака с этой стороны катиона становится меньше. В результате расстояние между центрами ионов уменьшается по сравнению с расстоянием между «недеформированными» ионами. Сферическая форма аниона нарушается из-за более или менее заметного перекрытия электронных облаков различных ионов в направлениях их ближайших соседей, и центры тяжести отрицательных и положительных зарядов аниона перестают совпадать. Величина этого эффекта характеризуется поляризуемостью иона (аниона), которая равна отношению индуцированного дипольного момента µ (µ = Zed, где Ze — перемещаемый заряд, d — длина диполя, Z — номер элемента в таблице Менделеева) к напряженности электрического поля, создавае4 Данная формула позволяет получать значения энергии близкие к энергии связи для простых ионных кристаллов [16].

Глава 2. Основы теории химической связи мого другим ионом (катионом): = µ/E = Zed/E. Электрическое поле, вызывающее поляризацию ионов, тем сильнее, чем больше в кристаллах катионов малого радиуса с высоким зарядом.5 Поляризация ионов в ионном кристалле сопровождается уменьшением расстояния между ионами и увеличением энергии решетки. Поляризация может вызвать изменение преимущественного типа связи, а соответственно и изменение координационного числа и типа структуры. Так происходит изменение преимущественно типа связи и типа структуры, например, в галоидных соединениях серебра: AgF, AgCl, AgBr имеют ионный тип связи и кристаллизуются в структуру типа NaCl, а AgI — полярную ковалентную связь и кристаллизуется в структуру типа цинковой обманки с одновременным изменением координационного числа с 6 до 4. Такое изменение типа связи и структуры связано с тем, что в ряду F–Cl–Br–I поляризуемость растет от F к I. Из-за отсутствия у ионной связи направленности ионные кристаллы, как правило, имеют плотноупакованные решетки.6 При этом надо иметь в виду, что конкретная структура ионных кристаллов зависит от отношения ионных радиусов аниона и катиона. Для ионных кристаллов существуют пределы устойчивости структур с различными координационными числами. Условие устойчивости такой структуры заключается в том, чтобы каждый ион соприкасался только с ионами противоположного знака. Это обеспечивает компенсацию сил притяжения и отталкивания в ионном кристалле (отталкивание катионов (анионов) должно компенсироваться притяжением катионов (анионов) к анионам (катионам)). Если это условие не выполняется, то структура получается неустойчивой. Значения пределов устойчивости (см. табл. 2.1) определяются из геометрических соотношений радиусов катионов и анионов [17]. Таким образом, образуется одна из тех структур, в которых каждый катион контактирует с геометрически максимально возможным числом анионов с учетом пределов устойчивости данной структуры. Это соответствует условию минимальности полной энергии системы.7 Как правило, в ионных кристаллах крупные анионы образуют плотные упаковки, в пустотах которых размещаются катионы (структуры типоляризуемость анионов заметно больше, чем поляризуемость катионов. решетки — такие решетки, для которых коэффициент упаковки, определяемый как отношение полезного объема, занимаемого атомами, к полному объему элементарной ячейки, оказывается близким к предельному значению 0.74 для трехмерной решетки. 7 Роль химического фактора оказывается в данном случае незначительной. Таким образом, химически подобные соединения могут иметь совершенно различную кристаллическую структуру, а химически разные соединения — одинаковую.

6 Плотноупакованные 5 Обычно 2.2. Типы химической связи Таблица 2.1. Пределы устойчивости структур с различными координационными числами [18]. Коорд.число 3 4 6 8 r+ /r 0.15–0.22 0.22–0.41 0.41–0.73 0.73–1 Типичная структура BF3 (молекула) ZnS NaCl CsCl па каменной соли NaCl, флюорита CaF2 и др.). В итоге, ионные кристаллы обычно имеют плотноупакованные решетки с координационными числами Zк = 8, 6, 4 и 3, однако координация Zк = 12 исключена, так как такая решетка оказывается неустойчивой.

2.2.3. Металлическая связь Ранее уже говорилось, что при образовании химической связи происходит расщепление дискретных энергетических уровней изолированных атомов на уровни, которые группируются в зоны, между которыми могут быть энергетические зазоры. Возможны следующие ситуации: 1) верхние разрешенные зоны перекрываются;

2) между верхними разрешенными зонами возникает энергетический зазор Eg. Само существование Eg и его величина полностью определяется индивидуальной электронной структурой взаимодействующих атомов. С точки зрения заполнения энергетических зон электронами при низких температурах возможны три случая: 1) энергетические зоны перекрываются, верхняя зона не полностью заполнена;

2) перекрытие зон отсутствует, верхняя зона не полностью заполнена;

3) верхняя заполненная зона отделена от следующей (пустой) зоны запрещенной зоной Eg. В первом и втором случаях реализуются металлическая связь, в третьем случае — ковалентная связь. В металлах принадлежность валентных электронов к определенному атому установить не удается, так как валентные электроны с небольшой энергией ионизации свободно перемещаются по доступным орбиталям всех соседних атомов, обеспечивая связь между ними, то есть валентные электроны являются коллективизированными и делокализованными. Они равномерно распределены по всему объему металлического кристал Глава 2. Основы теории химической связи ла. Распределение электронной плотности заряда вокруг ионов, которые образовались в результате «отдачи» атомами в коллективное пользование своих валентных электронов, является приблизительно сферическисимметричным. Это позволяет представить структуру такого кристалла в виде ионного остова, погруженного в «газ» из коллективизированных валентных электронов, взаимодействие которых с ионами компенсирует силы отталкивания между одноименно заряженными ионами. Таким образом, металлическая связь носит ненаправленный и ненасыщенный характер. Энергия коллективизированных валентных электронов в металлах квантована, но с очень малой разностью соседних энергетических уровней. Валентные электроны стремятся занять самые низкие энергетические уровни. В металлах существует корреляция между величиной энергии связи и энергией Ферми: Eсвяз = A F, где A — коэффициент, зависящий от природы металла (обычно A < 1 [15]). Для абсолютного большинства металлов следствием отсутствия направленности связи и отсутствия ограничений, обусловленных наличием пределов устойчивости кристаллической структуры, является высокая симметрия и большая компактность кристаллических структур. Металлы кристаллизуются в структуры с плотнейшей упаковкой атомов, что обеспечивает минимальность полной энергии кристалла. Из кристаллографии известно, что наиболее плотную упаковку имеют гексагональная (Zк = 12) и кубическая гранецентрированная (Zк = 12) решетки, а кубическая объемноцентрированная решетка (Zк = 8) имеет чуть меньшую плотность. Большинство металлов и большое число металлических соединений кристаллизуются с образованием одной из этих решеток.

2.2.4. Молекулярная связь (силы Ван-дер-Ваальса) Этот тип связи реализуется в чистом виде в кристаллах инертных газов. Известно, что внешняя оболочка инертных газов полностью заполнена и поэтому весьма устойчива. Устойчивость внешней оболочки из 8 электронов проявляется в том, что взаимодействие атомов инертных газов с одноименными или другими атомами чрезвычайно слабо (слабая химическая активность). Однако тот факт, что их все-таки можно превратить в жидкость или твердое тело, доказывает наличие некоторых сил притяжения между атомами;

в то же время исключительно низкие температуры, необходимые для их конденсации, показывают, что эти силы чрезвычайно малы. Силы, проявляющиеся у атомов инертных газов при низких температурах, называются силами Ван-дер-Ваальса. Энер 2.2. Типы химической связи гия притяжения, обусловленная этими силами, мала. Так, например, для криптона энергия связи 11.2 кДж/моль (0.116 эВ/атом) или в температурных единицах 100 K, что по порядку величины равно температуре плавления кристаллов инертных газов [16]. Рассмотрим причину возникновения этих сил. Атомы с заполненными валентными оболочками имеют сферическое распределение электронного заряда и не обладают постоянным электрическим моментом. Происхождение сил Ван-дер-Ваальса обусловлено наличием у таких атомов мгновенных индуцированных дипольных моментов. Если бы среднее положение ядра атома всегда совпадало с центром сферического электронного облака, окружающего ядро, то ван-дер-ваальсово взаимодействие между атомами равнялось бы нулю, а твердое тело не могло бы образоваться. Однако электроны в атоме постоянно движутся относительно ядер, даже находясь в наинизшем энергетическом состоянии. В результате этого движения мгновенное положение центра электронного облака может не совпадать в точности с положением ядра атома. В эти моменты у атома появляется отличный от нуля электрический дипольный момент. Этот мгновенный дипольный момент создает в центре второго атома электрическое поле, которое в свою очередь наводит мгновенный дипольный момент у этого второго атома. Эти два дипольных момента взаимодействуют друг с другом, приводя к ван-дер-ваальсову взаимодействию (диполи ориентируются друг к другу противоположно заряженными концами, в результате чего происходит их электростатическое взаимодействие). Энергия этого взаимодействия выражается формулой U = c/r 6, где c — некоторая эмпирическая константа, характеризующая силы взаимного притяжения. На малых расстояниях между атомами с заполненными электронными оболочками проявляется действие сил отталкивания, обусловленных перекрытием их электронных облаков и электростатическим отталкива нием их ядер. Силы отталкивания на расстояниях в интервале от 0.5 A до 5 A становятся больше сил взаимного притяжения. Потенциал сил отталкивания описывается эмпирическим выражением U = a/r 12, где a — некоторая эмпирическая константа, характеризующая силы отталкивания.8 Энергия отталкивания в этом случае обусловлена главным образом действием принципа запрета Паули. Действительно, перекрытие запол8 Эти силы отталкивания аналогичны силам отталкивания, обсуждаемым в разделе, посвященном ионной связи. Для описания изменения сил отталкивания с расстоянием широко используется, помимо приведенной формулы, и формула U = exp(r/), где — размер области взаимодействия, — эмпирическая константа, характеризующая силу взаимодействия.

Глава 2. Основы теории химической связи ненных электронных оболочек — это добавление электронов в уже заполненные электронные состояния, что противоречит принципу Паули. Реально перекрытие возможно только при переходе части электронов в более высокие незаполненные состояния. Это означает увеличение энергии системы, а это эквивалентно взаимному отталкиванию. Таким образом, полную энергию межмолекулярного взаимодействия в кристаллах инертных газов можно представить в виде U = a/r 12 c/r 6. (2.6) Следует заметить, что действие этих сил проявляется всегда, безотносительно и независимо от других сил. Для ван-дер-ваальсовых сил свойственно отсутствие направленности (в силу сферической симметрии распределения электронной плотности) и насыщаемости. Следствием этого является то, что инертные газы кристаллизуются подобно металлам в структуры с плотнейшей упаковкой (обычно кубическая гранецентрированная решетка с Zк = 12, иногда гексагональная Zк = 12).

2.2.5. Водородная связь Поскольку нейтральный атом водорода имеет только один электрон, то, естественно, считать, что он может обладать только одной химической связью. Однако известно, что при некоторых условиях атом водорода может быть связан значительными силами притяжения одновременно с двумя атомами, образуя тем самым так называемую водородную связь между ними. Энергия такой связи порядка 0.1 эВ. Водородная связь имеет электростатическую природу. Она возникает при участии атома водорода лишь между наиболее электроотрицательными атомами, в частности между атомами F, O и N. Рассмотрим образование этой связи. Атом водорода может образовать полярную ковалентную связь с одним из соседних атомов, обладающих большой электроотрицательностью (см. ниже). При этом атом водорода приобретает положительный заряд и способен образовать электростатическую связь с другим соседним атомом, обладающим неподеленной электронной парой. В предельном случае при формировании этой связи атом водорода теряет свой единственный электрон, отдавая его одному из двух соседних атомов, и превращается в протон, который и осуществляет связь между атомами. Малые размеры протона не позволяют ему иметь ближайшими соседями более чем два атома. Таким образом, водородная связь осуществляется только между двумя атомами. Водородная связь является основной формой взаимодействия (наряду с электростатическим притяжением дипольных моментов) между моле 2.3. Основные свойства ковалентной связи кулами H2 O при образовании кристаллов льда;

она определяет размеры и геометрическую структуру белковых молекул;

играет важную роль в молекулярной генетике (спаривание двух спиралей молекулы ДНК);

существенна для объяснения свойств некоторых сегнетоэлектрических кристаллов (например, KDP).

2.3. Основные свойства ковалентной связи Ковалентная связь осуществляется обобществленными валентными электронами, находящимися на общей для двух соседних атомов связывающей орбитали (см. разд. 2.2.1). При этом в случае элементарных веществ каждый из атомов «отдает» на связь одинаковое число валентных электронов и достраивает свою валентную оболочку до полностью заполненной за счет связывающих электронов ближайших соседних атомов в решетке. С этим свойством насыщаемости ковалентной связи мы познакомились на примере молекулы водорода. Его следствием является правило, установленное Юм-Розери. Согласно ему для кристаллов элементарных веществ, в которых реализуется преимущественно ковалентная связь, выполняется следующее соотношение между координационным числом Zк и номером группы N, где расположен данный элемент: Zк = 8 N. Структура элементарных полупроводников (преимущественная связь — ковалентная) задается этим простым эмпирическим правилом и направлением ковалентной связи. Направление ковалентной связи определяется распределением электронной плотности в кристалле, которое можно установить с помощью, например, рентгеновских данных. Они свидетельствуют, что в кристаллах с ковалентной связью электронная плотность валентных электронов существенно неравномерно распределена в пространстве. В направлениях, являющихся кратчайшими для двух соседних атомов, электронная плотность выше, чем в других направлениях. Это означает, что валентные электроны как бы локализованы в пространстве и образуют «электронные мостики», то есть ковалентная связь имеет резко выраженный направленный характер. Характер распределения электронной плотности при образовании ковалентной связи зависит от конкретной электронной структуры взаимодействующих атомов. Так как ковалентная химическая связь в отличие от других типов химической связи имеет локализованный характер, то она определяется не только энергией связи, но имеет и геометрические характеристики. Геометрическими характеристиками ковалентной связи являются ее длина и углы между связями в молекуле или кристалле. Длиной ковалентной Глава 2. Основы теории химической связи химической связи называется расстояние между ядрами атомов, объединенных ковалентной связью, в кристалле. Она зависит от размеров взаимодействующих атомов и степени перекрытия их электронных облаков. Длину связи и углы между связями определяют экспериментально с помощью методов молекулярной спектроскопии, дифракции рентгеновских лучей и другими методами. Свойство направленности ковалентной связи рассмотрим на примере образования химической связи в алмазе.9 При этом будем руководствоваться правилами, составляющими содержание теории направленных валентностей. 1. Ковалентная единичная связь образуется при взаимодействии двух электронов с противоположными спинами, принадлежащих разным атомам. 2. Направление ковалентной связи должно отвечать направлению, в котором орбитали данного валентного электрона в максимальной степени перекрывается орбиталями другого спаренного с ним валентного электрона, принадлежащего соседнему атому. Следует иметь в виду, что в ряде случаев форма орбиталей валентных электронов, участвующих в образовании связи, изменяется незначительно, а в ряде случаев происходит ее резкое изменение. В последнем случае возникают смешанные, так называемые гибридные орбитали. В алмазе, состоящем из атомов углерода, как хорошо известно, реализуется ковалентная химическая связь. Электронная конфигурация валентной оболочки атома углерода в невозбужденном состоянии — 2s 2 2p2. На 1s-орбитали и на 2s-орбитали находятся по два спаренных электрона, спины которых антипараллельны. Валентными оказываются две 2p-орбитали, на которых располагается по одному электрону, способному принимать участие в образовании химической связи. Эти 2p-орбитали образуют между собой угол в 90. Таким образом, углерод в своих соединениях должен быть двухвалентным и формировать связи, между которыми прямой угол. Однако, как показывают экспериментальные данные, в большинстве своих соединений углерод четырехвалентен и все четыре связи углерода одинаково прочны и имеют одинаковую ориентацию относительно друг друга: угол между связями равен 109 28. Это обстоятельство объясняется гибридизацией орбиталей, происходящей в два этапа. Сначала атом углерода переходит из основного состояния в возбужденное, при котором один из электронов с заполненной 2s2 -орбитали переходит на 9 Ковалентная связь в молекуле водорода не обладает свойством направленности из-за сферически симметричного распределения электронной плотности в s-состояниях.

2.3. Основные свойства ковалентной связи Рис. 2.10. Схема гибридизации s- и p-электронных облаков и пространственная ориентация sp3 -гибридов.

пустую 2p-орбиталь. Далее происходит «перемешивание» четырех волновых функций и образование четырех новых одинаковых волновых функций, которые не являются ни s-, ни p-функциями. Это — гибридные sp3 -функции. Они эквивалентны и имеют ориентацию, показанную на рис. 2.10. Таким образом, в результирующем состоянии атом углерода в алмазе имеет четыре неспаренных электрона. Направления максимальной плотности обменных облаков, как видно из рис. 2.12, сосредоточены вдоль пространственных диагоналей куба <111>. Атом с четырьмя соседями образует правильный тетраэдр, а из совокупности тетраэдров строится «бесконечная ковалентная молекула». Прочность химической связи зависит от степени перекрытия орбиталей валентных электронов: чем больше перекрытие, тем прочнее связь. Расчеты показывают, что перекрытие электронных оболочек соединяющихся атомов в случае гибридных sp3 -орбиталей оказывается существенно больше, чем в случае негибридных s- и p-орбиталей. Хотя гибридизованным состояниям соответствует более высокая энергия электронов в атоме, чем негибридизованным, тем не менее полная энергия кристалла оказывается ниже в случае образования связи из sp 3 -гибридов, поэтому гибридизация и оказывается энергетически выгодной. В образовании ковалентной связи могут принимать участие s-, p-, d и f-орбитали. Если происходит гибридизация при образовании связи, то в зависимости от того, сколько и каких орбит гибридизуется, различают sp-, sp2 -, dsp2 -, sp3 - и d2 sp3 -гибридные орбитали (рис. 2.11). Таким образом, структура ковалентных кристаллов определяется правилом Юм-Розери, дающим число ближайших соседей, необходимых для полного насыщения химической связи, и направлением химической связи, которое может быть установлено из анализа волновых функций ва Глава 2. Основы теории химической связи Рис. 2.11. Пространственная ориентация sp-, sp2 -, dsp2 -, sp3 - и d2 sp3 -гибридных орбиталей.

лентных электронов или экспериментально. Характерная величина энергии ковалентной связи составляет величину порядка 5–7 эВ. В полупроводниковых материалах прослеживаются следующие общие закономерности в изменении свойств при изменении энергии связи. С увеличением энергии связи между атомами уменьшается период кристаллической решетки, возрастают температура плавления и ширина запрещенной зоны. Наиболее характерные свойства простых кристаллов, в которых реализуется преимущественно один из четырех типов химической связи, приведены в табл. 2.2.

Таблица 2.2. Свойства четырех групп твердых тел, отличающихся типами межатомных связей. Ионная Ненаправленная и ненасыщенная, сильная связь;

5–7 эВ на пару ионов. Тип межатомной связи Ковалентная Металлическая Характеристика и энергия связи Направленная Ненаправленная и насыщенная, и ненасыщенная сильная связь;

связь;

около 5–7 эВ на атом. 3.5 эВ на атом. Ван-дер-Ваальсова Ненаправленная и ненасыщенная, слабая, короткодействующая связь;

0.1 эВ на атом.

2.3. Основные свойства ковалентной связи Ионная Крупные анионы образуют структуры с плотной упаковкой, в пустотах которых размещены катионы (Zк = 8, 6, 4 и 3). Довольно высокие температуры плавления. Низкий коэффициент расширения. Изоляторы. Проводимость носит в основном ионный характер и увеличивается с ростом температуры. Ковалентная Металлическая Структурные свойства Структуры с Компактные кринеплотной упа- сталлические с ковкой решет- структуры ки (например, плотнейшей упаZк = 4) и низкой ковкой (Zк = 12 плотностью. и 8) и высокой плотностью. Тепловые свойства Высокие тем- Различные температуры плав- пературы плавлеления. Низкий ния. коэффициент расширения. Электрические свойства Электронный Проводники. тип проводимо- Основной тип сти (два типа проводимости — носителей). Ак- электронный. тивационная Проводимость с зависимость про- ростом темпераводимости от туры уменьшаеттемпературы. ся. Оптические свойства Прозрачны для Непрозрачны электромагнитдля электромагное излучения от нитных волн от низких частот до самых низких края поглощения. частот вплоть до середины ультрафиолетовой области;

хорошо отражают свет.

Ван-дер-Ваальсова Компактные кристаллические структуры с плотнейшей упаковкой (Zк = 12) и высокой плотностью.

Низкие температуры плавления. Высокий коэффициент расширения. Изоляторы.

Прозрачны для электромагнитного излучения от низких частот до края поглощения. Обычно прозрачны в видимой области спектра.

Прозрачны для электромагнитного излучения от низких частот до дальней ультрафиолетовой области.

Ионная Полностью заполненная верхняя валентная зона отделена от следующей пустой зоны проводимости широкой запрещенной зоной (Eg > 2–3 эВ).

Глава 2. Основы теории химической связи Ковалентная Металлическая Зонная структура Полностью за- Зона проводимополненная верх- сти частично заняя валентная полнена. зона отделена от следующей пустой зоны проводимости запрещенной зоной Eg < 2–3 эВ. Ван-дер-Ваальсова Полностью заполненная верхняя валентная зона отделена от следующей пустой зоны проводимости очень широкой запрещенной зоной.

2.4. Элементарные полупроводники Элементы, обладающие полупроводниковыми свойствами, то есть имеющие преимущественно ковалентный тип связи, образуют в таблице Д. И. Менделеева компактную группу. Снизу и слева с нею граничат металлы, сверху и справа — вещества, в твердом состоянии являющиеся изоляторами (табл. 1.1). Рассмотрим элементарные полупроводники с точки зрения особенностей реализующихся в них межатомных связей. Учтем, что у всех этих полупроводников часть электронов валентной оболочки находится в на p-орбиталях, причем их число меняется от 1 (бор) до 5 (йод). Покажем, что в зависимости от числа p-электронов, принимающих участие в образовании ковалентной связи, оказывается различной кристаллическая структура вещества и его полупроводниковые свойства.

2.4.1. Подгруппа IVA: углерод, кремний, германий, -олово Валентные оболочки свободных атомов этих элементов описываются формулой ns2 np2-электронов, где главное квантовое число n = 2 для углерода, 3 для кремния, 4 для германия и 5 для олова. Химическая связь в элементарных полупроводниках из IVA подгруппы образуется с помощью sp3 -гибридных -связей. Поэтому расположение атомов в пространстве таково, что каждый атом окружен четырьмя равноотстоящими ближайшими атомами, которые образуют тетраэдр. Такой тетраэдр может быть вписан в куб (рис. 2.12). Повторяющимся элементом, который образует бесконечную периодическую структуру в этих полупроводниках, является большой куб (рис. 2.13), содержащий 8 малых кубов, типа изображенных на рис. 2.12, из которых 4 центрированы, 2.4. Элементарные полупроводники Рис. 2.12. а — Схема распределения электронов по квантовым ячейкам валентной оболочки C, Si, Ge и -Sn. б — Пространственная ориентация sp3 -гибридов в структуре типа алмаза.

а 4 не центрированы. В большом кубе каждый малый куб, содержащий центрированный тетраэдр, отделен от соседнего малого центрированного куба нецентрированным малым кубом. Полученную таким образом структуру называют структурой типа алмаза (координационное число в ней Zк = 4).10 На одну элементарную ячейку решетки алмаза приходится 8 атомов. Таким образом, элементарные полупроводники IVA подгруппы имеют структуру типа алмаза, которую можно представить как образованную двумя гранецентрированными решетками, вставленными одна в другую и взаимно смещенными вдоль пространственной диагонали на одну четверть ее длины. В такой решетке каждый атом из одной подрешетки окружен четырьмя равноотстоящими ближайшими атомами другой подрешетки. Кратчайшее расстояние между ядрами атомов дает длину связи d, а постоянная решетки a = 4d 3/3 характеризует расстояние между атомами, расположенными в вершинах кубов. Коэффициент упаковки в структуре типа алмаза (плотность упаковки) мал — 0.34. Такая неплотная упаковка решетки, обусловленная направленностью связей, существенно сказывается на особенностях образования точечных дефектов, растворимости и диффузии примесей в алмазоподобных полупроводниках. Углерод существует в нескольких модификациях, например, алмаз и графит. У алмаза (метастабильная при нормальных условиях модификация углерода) под внешней оболочкой находится всего два электрона, поэтому связь валентных электронов с ядром наименее экраниро10 Структуру алмаза нельзя получить путем набора только малых центрированных кубов, так как в этом случае каждый атом имел бы 8 ближайших соседей и решетка была бы объемноцентрированной.

Глава 2. Основы теории химической связи Рис. 2.13. Структура алмаза.

вана по сравнению с другими элементами этой подгруппы. Прочность связей валентных электронов с ядром проявляется как в механических, так и в электрических свойствах алмаза. Его ширина запрещенной зоны (Eg = 5.48 эВ) максимальна среди элементарных полупроводников. Несмотря на большую величину Eg и на высокое удельное сопротивление, алмаз включают в группу полупроводников, так как при наличии примесей или при освещении в нем обнаруживается проводимость с типичными для полупроводников высокими подвижностями электронов (см. табл. 2.3). Область прозрачности алмаза охватывает весь спектр видимого света, область собственного поглощения h > Eg находится в ультрафиолетовой области, а прочность — максимальна среди всех элементов периодической системы Д. И. Менделеева. Существование второй модификаций углерода — графита (стабильной при нормальных условиях) — связано с иным, чем в алмазе, характером гибридизации волновых функций, участвующих в образовании химической связи. Графит существенно отличается от алмаза структурой и своими физическими свойствами. Он имеет слоистое строение и гексагональную структуру, показанную на рис. 2.14. Атомы углерода лежат в параллельных плоскостях, в каждой из которых они расположены в вершинах правильных шестиугольников. Расстояние между атомами в слое (d1 = 1.42 A) близко к длине связи в алмазе, что указывает на ковалентный характер связи в слое, а большое расстояние между слоя ми (d2 = 3.35 A) указывает на слабую связь между ними, по-видимому, обусловленную действием ван-дер-ваальсовых сил. Естественно предположить, что в графите валентные связи строятся не на sp 3 - (как в алмазе), а на sp2 -гибридных и p-орбиталях. Действительно, эксперимент показывает, что три эквивалентные связи образуют плоскую структуру (слой) и расположены под углом близким к 120 (sp2 -гибридные орби 2.4. Элементарные полупроводники Таблица 2.3. Некоторые физические свойства элементарных полупроводников [19]. (В таблице везде, где не отмечено специально, приводимые значения относятся к T = 290 K.) Элемент Кристаллич. структура Куб., O5 h a=3.566 A Куб., O7 h a=5.43 A Eg, эВ Характерные значения подвижности, см2 /В · с µn µp 1800 1400 3000 3800 2500 220 500 1820 2400 C (алмаз) Si Ge -Sn P (черный) As (серый) Sb 5.48 1.11 0.664 0.09 0.33 (0 K) -S Ромбоэдр., D5 3d a=3.76, c=10.76 A Ромбоэдр., D5 3d a=4.308, c=11.274 A Орторомб., D24 2h a=10.46, b=12.88, c=24.48 A Триг., D4 3 a=4.35, c=4.94 A 4 Триг., D3 a=4.94, c=5.95 A 5 Ромбоэдр., D3d a=5.057 A, =58 Ромбоэдр., D5 3d a=10.14 A, = Куб., O7 h a=5.66 A Куб., O7 h a=6.49 A Орторомб., D18 2h a=3.31, b=4.37, c=10.47 A 0.175 (< 20 K) 0.1 (1.15 K) 40–550 (анизотр.) 110–274 (анизотр.) 7. 50–1210 (анизотр.) 180–363 (анизотр.) 3. Se Te -B 1.9 0.335 1.97 (E c) 1.90 (E c) 1.63 (E c) 1.61 (E c) — 2380 ( c) 1150 ( c) — 40 1260 ( c) 650 ( c) -B Глава 2. Основы теории химической связи Рис. 2.14. Структура графита. Элементарная ячейка указана штриховыми линиями.

тали), а четвертая связь направлена перпендикулярно плоскости слоя и построена на p-орбиталях. Отсюда следует, что три sp 2 -связи являются ковалентными, то есть строго локализованными по соответствующим направлениям, а перекрытие между p-орбиталями соседних атомов приводит к образованию -связывающих орбиталей, которые расположены сверху и снизу от плоскости. Высокая электропроводность графита в направлениях, параллельных плоскостям, и металлический блеск обусловлены лишь частичным заполнением p-орбиталей, из которых образуются -связывающие молекулярные орбитали. Таким образом, особенности образования ковалентной химической связи в графите приводят к тому, что этот материал имеет слоистую структуру с резкой анизотропией механических и электронных свойств. Кремний Si имеет 10 экранирующих электронов, которые ослабляют связь валентных электронов с ядром. О величине этого эффекта можно судить по уменьшению первого потенциала ионизации. Физические параметры Si приведены в табл. 2.3. Германий Ge имеет 28 экранирующих электронов. Физические параметры приведены в табл. 2.3. У олова между валентной оболочкой и ядром находится 46 электронов и их экранирующее действие столь велико, что ковалентная связь оказывается неустойчивой. Алмазной структурой с Eg = 0.09 эВ и типичными для этой группы подвижностями носителей заряда обладает лишь одна из модификаций — -Sn (серое олово), устойчивая при температурах ниже 13 С;

обычное -Sn, устойчивое при более высоких температурах, — металл. Таким образом, видно, что по мере возрастания атомного номера элемента ковалентная составляющая связи закономерно ослабляется, уменьшается Eg и возрастает доля металлической составляющей связи. У ато 2.4. Элементарные полупроводники Рис. 2.15. а — Схема возможного распределения электронов по квантовым ячейкам валентной оболочки элементов подгруппы VA. б — Один слой кристаллической структуры черного фосфора. в — Кристаллической структура мышьяка, сурьмы и висмута.

ма Pb, следующего за Sn, химическая связь теряет направленность и становится металлической (для атома свинца характерно сильное влияние внутренних электронов на потенциал взаимодействия внешних электронов с ядром, что приводит к значительному расщеплению s- и p-состояний и, как следствие, s-электроны не участвуют в образовании химической связи — нет sp3 -гибридизации).

2.4.2. Подгруппа VA: фосфор, мышьяк, сурьма и висмут Структура валентной оболочки — ns2 np3 с n = 3 для фосфора, 4 для мышьяка, 5 для сурьмы, 6 для висмута. Распределение электронов по ячейкам валентной оболочки показано на рис. 2.15,а: основное состояние характеризуется тремя электронами с неспаренными спинами (p 3 ), причем число их не будет меняться даже при переходе одного из s-электронов на p-орбиту. Таким образом, во всех указанных выше элементах этой подгруппы три связи любого атома направлены к трем другим соседним атомам, при этом образуются структуры с координационным числом Zк = 3. Физические параметры элементов этой подгруппы приведены в табл. 2.3.

Глава 2. Основы теории химической связи Фосфор. Фосфор имеет по крайней мере пять полиморфных модификаций (белый (две модификации), красный, коричневый и черный). Лишь одна из них — черный фосфор, который образуется при повышенной температуре (200 C) и повышенном давлении, — обладает полупроводниковыми свойствами. Черный фосфор — наиболее устойчивая кристаллическая форма фосфора. Он кристаллизуется в орторомбической системе;

его элементарная ячейка содержит восемь атомов. Кристалл имеет слоистую структуру, в которой каждый атом связан с тремя другими. Один слой этой структуры показан на рис. 2.15,б. Длина свя зи P–P равна 2.23 A. Два угла между направлениями валентных связей составляют 102, а один — 96,5. По-видимому, ковалентные связи образуются в результате частичного смешивания и перекрытия sp 2 -гибридных и p-орбиталей. Мышьяк. Мышьяк также существует в трех разных модификациях (белый, серый и аморфный), из которых серая кристаллическая и аморфная модификации обладают полупроводниковыми свойствами. Термодинамически устойчивым при нормальных условиях является серый мышьяк, кристаллизующийся в ромбоэдрической решетке. Кристалл серого мышьяка имеет гофрированно-слоистую структуру (рис. 2.15,в). Ее можно представить состоящей из двухслойных пакетов, суперпозиция которых дает ромбоэдрическую структуру кристалла. Таким образом, каждый атом имеет три ближайших соседа в соседнем слое того же пакета на расстоянии d1 = 2.52 A, с которыми он связан ковалентными связями, и три более удаленных соседа из соседнего пакета на расстоянии d2 = 3.12 A. Углы между направлениями межатомных связей в одном пакете (96.65 ) указывают на то, что ковалентные связи образуются в результате перекрытия простых p3 -орбиталей. Соседние пакеты связаны между собой в основном слабыми силами Ван-дер-Ваальса, однако в химической связи между соседними пакетами присутствует значительная доля металлической составляющей. Смешанный характер связей накладывает отпечаток на степень совершенства структуры и на электрические свойства: они явно анизотропны, а подвижность носителей заряда оказывается существенно ниже, чем в элементах с трехмерной ковалентной структурой. Сурьма, висмут. Сурьма и висмут имеют ту же кристаллическую структуру, что и мышьяк. Однако с увеличением атомного номера увеличивается доля металлической составляющей связи (в обычном виде сурьма и висмут — полуметаллы). Этот факт находит свое отражение и в кристаллической структуре: для сурьмы d1 = 2.91 A и d2 = 3.36 A и разность между ними (d2 d1 ) оказывается существенно меньшей, чем 2.4. Элементарные полупроводники в случае мышьяка. Для Bi d1 = 3.07 A и d2 = 3.53 A. Однако следует заметить, что несмотря на очевидно металлический характер Sb и Bi существует различие между их структурой с относительно низкой координацией и структурами с высокой координацией, типичными для настоящих металлов. Таким образом, закономерности изменения Eg с увеличением порядкового номера элемента в этой группе полупроводников аналогичны описанным выше для IVA подгруппы. Кроме того, видно, что химическая связь, образующаяся в подгруппе VA, оказывается заметно слабее связи, построенной на sp3 -гибридных орбиталях.

2.4.3. Подгруппа VIA: сера, селен, теллур Структура валентной оболочки — ns2 np4 (n = 3 для серы, 4 для селена, 5 для теллура. Элементы этой группы содержат два неспаренных p-электрона на внешней оболочке, поэтому две ковалентные связи от каждого атома могут быть направлены либо к одному атому (при этом будут образовываться двухатомные молекулы как в O 2 ), либо к двум различным атомам (образуются многоатомные молекулы в виде замкнутых колец или бесконечных протяженных цепочек). Угол между соседними ковалентными связями, направленными к двум различным атомам, не должен сильно отличаться от 90. Отличие может быть связано либо с частичной sp-гибридизацией волновых функций электронов, либо со взаимодействием между вторыми соседями. В кристалле кольца или изогнутые цепочки связаны между собой силами Ван-дер-Ваальса. Можно ожидать, что связи здесь будут еще слабее, чем в кристаллах VA подгруппы. Физические параметры элементов подгруппы приведены в табл. 2.3. Сера. Существует несколько различных полиморфных модификаций серы, однако полупроводниковыми свойствами обладает только наиболее стабильная при нормальных условиях орторомбическая модификация. Структура этой фазы строится из молекул S8, которые имеют кольцевую форму, показанную на рис. 2.16,б. Расстояние S–S составляет d = 2.06 A, что соответствует ковалентному радиусу атома серы. Углы между ковалентными связями равны 108. Отдельные компактные молекулы S8 относительно слабо связаны между собой силами Ван-дерВаальса. Селен. Для наиболее часто встречающейся полупроводниковой модификации селена (тригональной) характерно образование длинных спиральных цепочек, оси которых образуют оси c гексагональной структуры. Угол между связями в такой цепочке составляет 103, поэтому можно Глава 2. Основы теории химической связи Рис. 2.16. а — Схема возможного распределения электронов по квантовым ячейкам валентной оболочки элементов подгруппы VIA. б — Молекула S8 в кристаллической структуре орторомбической серы. в, г — Схема элементарной ячейки гексагональной структуры селена, спроектированная на плоскость, перпендикулярную оси z;

клинографическая проекция той же самой ячейки.

говорить, что эти связи осуществляются не чистыми p-, а частично гибридизованными sp-волновыми функциями. Расстояние Se–Se в цепочке равно d1 = 2.37 A, а между атомами в соседних цепочках — d2 = 3.49 A, что соответствует слабым ван-дер-ваальсовым силам, удерживающим цепочки вместе. Заметим, что расстояние d2 значительно меньше, чем соответствующий радиус Ван-дер-Ваальса для атома селена, поэтому, вероятно, что в связи между цепочками присутствует металлическая составляющая, и следует ожидать усиления металлических свойств элемента. Каждый атом в структуре селена оказывается симметрично окруженным шестью соседями в базисной плоскости, а цепочки образуют структуру подобную прутикам в связке. Такая сложная природа связей и такая кристаллическая структура селена приводят к тому, что для селена характерна сильная анизотропия электропроводности и подвижности (вдоль и перпендикулярно оси c). Общее же несовершенство структуры создает в кристаллах большие концентрации активных дефектов, поэтому Se всегда имеет проводимость p-типа, которую не удается изменить даже введением больших концентраций примесей. Теллур. Теллур имеет такую же структуру, что и селен (расстояние Te–Te в ней оставляет 2.835 A, а угол между связями в цепочке — 103.2 ). Однако она более совершенная, чем у селена, вследствие чего 2.4. Элементарные полупроводники Рис. 2.17. Структура йода.

подвижности носителей в теллуре значительно выше (µn = 1700 см2 /В·с, µp = 1200 см2 /В·с). Свойства Te анизотропны, хотя и не в такой степени, как у Se. Тип проводимости Te также всегда дырочный. Из табл. 2.3 видно, что корреляция между величиной Eg и порядковым номером элементов VIA подгруппы такая же, как и у элементов IVA и VA подгрупп.

2.4.4. Подгруппа VIIA: йод Из элементов VIIA подгруппы к полупроводникам относится только твердый йод. Структура йода (рис. 2.17) состоит из молекул I2, в которых пары атомов прочно связаны между собой ковалентными связями. Силы Ван-дер-Ваальса, удерживающие молекулы в кристалле, очень слабы. При слабом нагревании кристалл разрушается, причем молекулы сохраняются и в жидкой и газообразной фазе. Лишь при нагревании до температуры 1200 С при давлении в 0.1 МПа около половины молекул диссоциирует на отдельные атомы. Расстояние между атомами I–I в молекуле составляет d = 2.7 A, а ближайшее расстояние между различными мо лекулами — d = 3.54 A.

2.4.5. Подгруппа IIIA: бор Бор — единственный элементарный полупроводник, расположенный левее IVA подгруппы в периодической системе. Структура его валентной оболочки — 2s2 p1. В большинстве соединений он трехвалентен, поэтому распределение электронов по валентным орбиталям в нем можно представить в виде 2s1 2p2. Однако при образовании простых sp2 -гибридных связей в боре валентная оболочка атомов бора не заполняется полностью, тем не менее бор, как полупроводник, должен иметь полностью заполненную валентную зону. По-видимому, заполнение происходит при участии в гибридизации, помимо 2s-электронов, еще и 1s-электронов.

Глава 2. Основы теории химической связи Рис. 2.18. Икосаэдрическая структура бора.

В этом случае полное число электронов, участвующих в формировании химических связей у элементарного бора, будет равно 5. Этому предположению соответствует значительно более сложная по сравнению с другими элементарными полупроводниками кристаллическая структура бора, основной структурной единицей которой являются икосаэдрические группы B12 (правильные двадцатигранники, в которых каждый атом имеет пять соседей, см. рис. 2.18). Существует несколько полиморфных модификаций бора, среди которых полупроводниковыми свойствами обладают только ромбоэдрические модификации бора (метастабильная -форма и стабильная -форма). Элементарная ячейка -B состоит из 12 атомов, а ячейка -B — из 105 атомов. Бор химически инертен и обладает твердостью, близкой к твердости алмаза. Это обусловлено образо ванием прочных ковалентных связей (расстояние B–B равно 1.71 A) и трудностью их разрыва, что определяет и высокую температуру кипения данного вещества.

2.5. Атомные и ионные радиусы Одной из важнейших характеристик химических элементов, участвующих в образовании химической связи, является размер атома (иона): с его увеличением прочность межатомных связей снижается. Размер атома (иона) принято определять величиной его радиуса или диаметра. Так как атом (ион) не имеет четких границ, то понятие «атомный (ионный) радиус» подразумевает, что 90–98 % электронной плотности атома (иона) заключено в сфере этого радиуса. Знание величин атомных (ионных) радиусов позволяет оценивать межъядерные расстояния в кристаллах (то есть структуру этих кристаллов), так как для многих задач кратчайшие расстояния между ядрами атомов (ионов) можно считать суммой их атомных (ионных) радиусов, хотя такая аддитивность приближенна и выполняется не во всех случаях. Под атомным радиусом химического элемента (об ионном радиусе см. ниже), участвующего в образовании химической связи, в общем случае договорились понимать половину равновесного межъядерного расстояния между ближайшими атомами в кристаллической решетке элемента. Это понятие, весьма простое, если рассматривать атомы (ионы) в виде жестких шаров, фактически оказывается сложным и часто не однозначным. Атомный (ионный) радиус химического элемента не является неизменной величиной, а изменяется в зависимости от ряда факторов, важнейшими из которых являются тип химической связи 2.5. Атомные и ионные радиусы и координационное число. Если один и тот же атом (ион) в различных кристаллах образует разные типы химической связи, то у него будет несколько радиусов — ковалентный в кристалле с ковалентной связью;

ионный в кристалле с ионной связью;

металлический в металле;

ван-дер-ваальсов в молекулярном кристалле. Влияние типа химической связи можно проследить на следующем примере. В алмазе все четыре химические связи являются ковалентными и образованы sp3 -гибридами, поэтому все четыре соседа данного атома находятся на одном и том же расстоянии от него (d = 1.54 A) и ковалентный радиус углерода в алмазе будет равен 0.77 A. В кристалле мышьяка расстояние между атомами, связанными ковалентны ми связями (d1 = 2.52 A), значительно меньше, чем между атомами, связанными силами Ван-дер-Ваальса (d2 = 3.12 A), поэтому у As будет ковалентный радиус, равный 1.26 A, и ван-дер-ваальсов, равный 1.56 A. Очень резко изменяется атомный (ионный) радиус и при изменении координационного числа (это можно наблюдать при полиморфных превращениях элементов). Чем меньше координационное число, тем меньше степень заполнения пространства атомами (ионами) и меньше межъядерные расстояния. Увеличение же координационного числа всегда сопровождается увеличением межъядерных расстояний. Из сказанного следует, что атомные (ионные) радиусы разных элементов, участвующих в образовании химической связи, можно сравнивать только тогда, когда они образуют кристаллы, в которых реализуется один и тот же тип химической связи, и у этих элементов в образуемых кристаллах одинаковые координационные числа. Рассмотрим основные особенности атомных и ионных радиусов более подробно. Под ковалентными радиусами элементов принято понимать половину равновесного межъядерного расстояния между ближайшими атомами, соединенными ковалентной связью. Особенностью ковалентных радиусов является их постоянство в разных «ковалентных структурах» с одинаковым координационным числом Z к. Кроме того, ковалентные радиусы, как правило, аддитивно связаны друг с другом, то есть расстояние A–B равно полусумме расстояний A–A и B–B при наличии ковалентных связей и одинаковых координационных чисел во всех трех структурах. Различают нормальный, тетраэдрический, октаэдрический, квадратичный и линейный ковалентные радиусы. Нормальный ковалентный радиус атома отвечает случаю, когда атом образует столько ковалентных связей, сколько соответствует его месту в периодической таблице: для углерода — 2, для азота — 3 и т. д. При этом получаются разные значения нормальных радиусов в зависимости от кратности (порядка) связи (единичная связь, двойная, тройная). Если связь образуется при перекрытии гибридных электронных облаков, то говорят о тетраэдрических (Zк = 4, sp3 -гибридные орбитали), октаэдрических (Zк = 6, d2 sp3 -гибридные орбитали), квадратичных (Zк = 4, dsp2 -гибридные орбитали), линейных (Zк = 2, sp-гибридные орбитали) ковалентных радиусах. О ковалентных радиусах полезно знать следующее (значения величин ковалентных радиусов для ряда элементов приведены в [15, 20]). 1. Ковалентные радиусы, в отличие от ионных, нельзя интерпретировать как радиусы атомов, имеющих сферическую форму. Ковалентные радиусы применяются только для вычисления межъядерных расстояний между атомами, объединенными ковалентными связями, и ничего не говорят о расстояниях между атомами того же типа не связанными ковалентно. 2. Величина ковалентного радиуса определяется кратностью ковалентной связи. Тройная связь короче двойной, которая в свою очередь короче единичной, поэтому ковалентный радиус тройной связи меньше, чем ковалентный радиус двойной связи, который меньше Глава 2. Основы теории химической связи единичного. Следует иметь в виду, что порядок кратности связи не обязательно должен быть целым числом. Он может быть и дробным, если связь носит резонансный характер (молекула бензола, соединение Mg2 Sn, см. ниже). В этом случае ковалентный радиус имеет промежуточное значение между значениями, соответствующими целым порядкам кратности связи. 3. Если связь носит смешанный ковалентно-ионный характер, но с высокой степенью ковалентной составляющей связи, то можно вводить понятие ковалентного радиуса, но нельзя пренебрегать влиянием ионной составляющей связи на его величину. В некоторых случаях это влияние может приводить к значительному уменьшению ковалентного радиуса, иногда до 0.1 A. К сожалению, попытки предсказать величину этого эффекта в различных случаях пока не увенчались успехом. 4. Величина ковалентного радиуса зависит от типа гибридных орбиталей, которые принимают участие в образовании ковалентной связи. Ионные радиусы, естественно, не могут быть определены как полусумма расстояний между ядрами ближайших ионов, так как, как правило, размеры катионов и анионов резко различаются. Кроме того, симметрия ионов может несколько отличаться от сферической. Тем не менее для реальных ионных кристаллов под ионным радиусом принято понимать радиус шара, которым аппроксимируется ион. Ионные радиусы используются для приближенных оценок межъядерных расстояний в ионных кристаллах. При этом считают, что расстояния между ближайшими катионом и анионом равно сумме их ионных радиусов. Типичная погрешность определения межъядер ных расстояний через ионные радиусы в таких кристаллах составляет величину 0.01 A. Существует несколько систем ионных радиусов, отличающихся значениями ионных радиусов индивидуальных ионов, но приводящих к примерно одинаковым межъядерным расстояниям. Первая работа по определению ионных радиусов была проведена В. М. Гольдшмитом в 20-х годах XX века. В ней автор использовал, с одной стороны, межъядерные расстояния в ионных кристаллах, измеренные методами рентгеновского структурного анализа, а, с другой стороны, — значения ионных радиусов F и O2, определенные методом рефрактометрии. Большинство других систем также опирается на определенные дифракционными методами межъядерные расстояния в кристаллах и на некоторые «реперные» значения ионного радиуса конкретного иона. В наиболее широко известной системе Полинга этим реперным значением является ионный радиус пероксид-иона O2, равный 1.40 A. Эта величина для O2 хорошо согласуется с теоретическими расчетами. В системе Г. Б. Бокия и Н. В. Белова, считающейся одной из наиболее надежных, ионный радиус O2 принимается равным 1.36 A. В 70–80-х годах были сделаны попытки прямого определения радиусов ионов путем измерения электронной плотности методами рентгеновского структурного анализа при условии, что минимум электронной плотности на линии, соединяющей ядра, принимается за границу ионов. Оказалось, что этот прямой метод приводит к завышенным значениям ионных радиусов катионов и к заниженным значениям ионных радиусов анионов. Кроме того, оказалось, что значения ионных радиусов, определенные прямым способом, нельзя переносить от одного соединения к другому, а отклонения от аддитивности слишком велики. Поэтому такие ионные радиусы, не используются для предсказания межъядерных расстояний. О ионных радиусов полезно знать следующее (в таблицах, приведенных ниже, даны величины ионных радиусов по Бокию и Белову). 1. Ионный радиус для ионов одного и того же элемента меняется в зависимости от его заряда, а для одного и того же иона зависит от координационного числа. В зависимости от координационного числа различают тетраэдрический и октаэдрический ионные радиусы. 2. Внутри одного вертикального ряда, точнее внутри одной группы, периодической 2.5. Атомные и ионные радиусы системы радиусы ионов с одинаковым зарядом возрастают с увеличением атомного номера элемента, поскольку растет число занятых электронами оболочек, а значит и размер иона.

Ион Z Радиус, A Li+ 3 0. Na+ 11 1. K+ 19 1. Rb+ 37 1. Cs+ 55 1. 3. Для положительно заряженных ионов атомов из одного периода ионные радиусы быстро уменьшаются с увеличением заряда. Быстрое уменьшение объясняется действием в одну сторону двух основных факторов: сильное притяжение «своих» электронов катионом, заряд которого увеличивается с увеличением атомного номера;

увеличение силы взаимодействия между катионом и окружающими его анионами с увеличением заряда катиона.

Ион Радиус, A Au+ 1. Hg2+ 1. Tl3+ 1. Pb4+ 0. 4. Для отрицательно заряженных ионов атомов из одного периода ионные радиусы увеличиваются с увеличением отрицательного заряда. Два фактора, о которых шла речь в предыдущем пункте, в этом случае действуют в противоположные стороны, причем преобладает первый фактор (увеличение отрицательного заряда аниона сопровождается возрастанием его ионного радиуса), поэтому увеличение ионных радиусов с ростом отрицательного заряда происходит существенно медленнее, чем уменьшение в предыдущем случае.

Ион Радиус, A F 1. O2 1. Cl 1. S2 1. 5. Для одного и того же элемента, то есть при одинаковой исходной электронной конфигурации, радиус катиона меньше, чем аниона. Это обусловлено уменьшением притяжения внешних «добавочных» электронов к ядру аниона и увеличением эффекта экранирования за счет внутренних электронов (у катиона недостаток электронов, а у аниона избыток).

Ион Радиус, A Pb4 2. Pb 1. Pb2+ 1. Pb4+ 0. 6. Размеры ионов с одинаковым зарядом следуют периодичности таблицы Менделеева. Однако величина ионного радиуса не пропорциональна заряду ядра Z, что обусловлено сильным притяжением электронов ядром. Кроме того, исключение из периодической зависимости представляют лантаноиды и актиноиды, в рядах которых радиусы атомов и ионов с одинаковым зарядом не растут, а уменьшаются с ростом атомного номера (так называемые лантаноидное сжатие и актиноидное сжатие). 11 Лантаноидное сжатие и актиноидное сжатие обусловлены тем, что у лантаноидов и актиноидов добавляющиеся при увеличении атомного номера электроны заполняют внутренние d- и f-оболочки с главным квантовым числом меньшим, чем главное квантовое число данного периода. При этом согласно квантовомеханическим расчетам в d- и особенно в f- состояниях электрон находится гораздо ближе к ядру, чем в s- и p- состояниях данного периода с большим квантовым числом, поэтому d- и f-электроны размещаются во внутренних областях атома, хотя заполнение этих состояний электронами (речь идет об электронных уровнях в энергетическом пространстве) происходит по другому.

Глава 2. Основы теории химической связи Металлические радиусы считаются равными половине кратчайшего расстояния между ядрами атомов в кристаллизующейся структуре элемента-металла. Они зависят от координационного числа. Если принять металлический радиус какого-либо элемента при Z к = 12 за единицу, то при Zк = 8, 6 и 4 металлические радиусы того же элемента будут соответственно равны 0.98;

0.96;

0.88. Металлические радиусы обладают свойством аддитивности. Знание их величин позволяет приближенно предсказывать параметры кристаллических решеток интерметаллических соединений. Для атомных радиусов металлов характерны следующие особенности (данные о величинах атомных радиусов металлов можно найти в [15, 20]). 1. Металлические атомные радиусы переходных металлов, как правило, меньше, чем металлические атомные радиусы непереходных металлов, что отражает большую прочность связи в металлах переходных элементов. Эта особенность обусловлена тем, что металлы переходных групп и ближайшие к ним в периодической системе металлы имеют электронные d-оболочки, а электроны в d-состояниях могут принимать участие в образовании химической связи. Упрочнение связи может быть связано отчасти с появлением ковалентной составляющей связи и отчасти с ван-дер-ваальсовым взаимодействием ионных остовов. В кристаллах железа и вольфрама, например, электроны в d-состояниях вносят существенный вклад в энергию связи. 2. В пределах одной вертикальной группы по мере продвижения сверху вниз атомные радиусы металлов возрастают, что обусловлено последовательным увеличением числа электронов (растет число занятых электронами оболочек).

Элемент Радиус, A Li 1. Na 1. K 2. Rb 2. Cs 2. 3. В пределах одного периода, точнее начиная с щелочного металла до середины группы переходных металлов, в направлении слева направо атомные металлические радиусы уменьшаются. В той же последовательности возрастает электрический заряд атомного ядра и происходит увеличение числа электронов, находящихся на валентной оболочке. При возрастании числа связывающих электронов, приходящихся на один атом, металлическая связь упрочняется, и вместе с тем из-за увеличения заряда ядра усиливается притяжение остовных (внутренних) электронов ядром, поэтому величина металлического атомного радиуса уменьшается.

Элемент Радиус, A K 2. Ca 1. Sc 1. Ti 1. V 1. Cr 1. 4. Переходные металлы VII и VIII групп из одного периода в первом приближении имеют почти одинаковые металлические радиусы. По-видимому, когда речь идет об элементах, имеющих 5 и большее число d-электронов, увеличение заряда ядра и связанные с этим эффекты притяжения остовных электронов, ведущие к уменьшению атомного металлического радиуса, компенсируются эффектами, обусловленными увеличивающимся в атоме (ионе) числом электронов, не участвующих в образовании металлической связи, и ведущими к увеличению металлического радиуса (растет число занятых электронами состояний).

Элемент Радиус, A Fe 1. Co 1. Ni 1. 5. Увеличение радиусов (см. п. 2) у переходных элементов, которое имеет место при переходе от четвертого к пятому периоду, не наблюдается у переходных элементов при 2.6. Полупроводниковые соединения переходе от пятого к шестому периоду;

металлические атомные радиусы соответствующих (сравнение идет по вертикали) элементов в этих двух последних периодах почти одинаковы. По-видимому, это связано с тем, что у элементов, расположенных между ними, достраивается сравнительно глубоко расположенная f-оболочка, поэтому увеличение заряда ядра и связанные с этим эффекты притяжения оказываются более существенными, чем эффекты, связанные с увеличивающимся числом электронов (лантаноидное сжатие).

Элемент из 4 периода Радиус, A Элемент из 5 периода Радиус, A Элемент из 6 периода Радиус, A Cr 1.28 Mo 1.40 W 1. Fe 1.27 Ru 1.33 Os 1. Ni 1.24 Pd 1.37 Pt 1. Cu 1.28 Ag 1.44 Au 1. 6. Обычно металлические радиусы много больше, чем ионные радиусы, однако не столь значительно отличаются от ковалентных радиусов тех же элементов, хотя и все без исключения больше ковалентных. Большая разница в величинах металлических атомных и ионных радиусов одних и тех же элементов объясняется тем, что связь, обязанная своим происхождением почти свободным электронам проводимости, не является сильной (отсюда наблюдаемые относительно большие межатомные расстояния в решетке металлов). Существенно меньшую разницу в величинах металлических и ковалентных радиусов одних и тех же элементов можно объяснить, если рассматривать металлическую связь как некоторую особенную «резонансную» ковалентную связь [15, 20]. Под ван-дер-ваальсовым радиусом принято понимать половину равновесного межъядерного расстояния между ближайшими атомами, соединенными ван-дер-ваальсовой связью. Ван-дер-ваальсовы радиусы определяют эффективные размеры атомов благородных газов. Кроме того, как следует из определения, ван-дер-ваальсовым атомным радиусом можно считать половину межъядерного расстояния между ближайшими одноименными атомами, связанными ван-дер-ваальсовой связью и принадлежащими разным молекулам (например, в молекулярных кристаллах). При сближении атомов на расстояние, меньшее суммы их ван-дер-ваальсовых радиусов, возникает сильное межатомное отталкивание. Поэтому вандер-ваальсовы атомные радиусы характеризуют минимально допустимые контакты атомов, принадлежащих разным молекулам. Данные о величинах ван-дер-ваальсовых атомных радиусов для некоторых атомов можно найти в [15, 20]). Знание ван-дер-ваальсовых атомных радиусов позволяет определять форму молекул, их упаковку в молекулярных кристаллах. Ван-дер-ваальсовы радиусы много больше всех перечисленных выше радиусов тех же самых элементов, что объясняется слабостью вандер-ваальсовых сил.

2.6. Полупроводниковые соединения 2.6.1. Электроотрицательность элементов Одной из принципиальных особенностей химических соединений по сравнению с элементами является их гетерополярность. Компоненты соединения обладают разной способность отдавать и присоединять валентные электроны. Эта способность характеризуется электроотрицатель Глава 2. Основы теории химической связи ностью атома X. Атом B при взаимодействии с атомом A может захватить у него электрон, а при взаимодействии с атомом C отдать ему свой электрон. По величине электроотрицательности атомы при этом располагаются в ряд: A

кроме того, ее можно вычислить из известных энергий решеток ионных кристаллов. Выражается энергия сродства атома к электрону, как правило, также в эВ. Если расположить элементы в ряд по электроотрицательности, то этот ряд начнется с наименее электроотрицательных элементов, то есть наиболее склонных к образованию положительных ионов (щелочные металлы, для которых I и E малы). На другом конце этого ряда будут наиболее электроотрицательные элементы, то есть наиболее легко образующие отрицательно заряженные ионы (галогены, для которых I и E велики). Следует отметить, что в то время как потенциалы ионизации могут быть определены с большой степенью точности, энергия сродства атома к электрону не всегда может быть определена с высокой надежностью. Для построения практической шкалы электроотрицательностей элемен12 Статического электрического поля нейтрального атома недостаточно для того, чтобы атом смог принять дополнительный электрон, однако этот электрон наводит в атоме электрический дипольный момент, в результате чего возникает потенциал притяжения, действующий на больших расстояниях. Во многих случаях этот поляризационный потенциал достаточно велик для того, чтобы свободный атом смог присоединить добавочный электрон.

2.6. Полупроводниковые соединения тов поэтому применяются условные единицы, значения которых выводят следующим образом (шкала электроотрицательностей по Полингу). Рассмотрим два сорта атомов A и B. Пусть когда одинаковые атомы A или B соединяются в молекулы, то между ними образуется ковалентная связь. Обозначим энергию связи в таких молекулах DAA и DBB. Если ковалентная связь образуется между разнородными атомами A и B, то энергию связи DAB для молекулы AB можно, вообще говоря, представить как среднее энергий связей DAA и DBB — DAB = (DAA + DBB )/2. Однако опыт показывает, что DAB фактически больше этой величины, то есть DAB (DAA + DBB )/2 = > 0.13 Причина этого несоответствия заключается в поляризации связи, то есть образовании положительно и отрицательно заряженных ионов Aq + и Bq, между которыми возникает кулоновское взаимодействие. Появляется ионная составляющая в энергии связи —. Л. Полинг установил, что по мере увеличения разности электроотрицательностей X = XA XB между атомами A и B увеличивается и. Кроме того, он выразил параметр через разность электроотрицательностей взаимодействующих атомов следующим образом: (эВ) (XA XB )2. Согласно этой формуле, вклад в дает только разность электроотрицательностей атомов A и B, а абсолютные значения XA и XB не являются определяющими. Они могут выражаться в относительных единицах. В периодической таблице элементов значение X = 1 приписано атому лития, а для остальных элементов значения X найдены из известных разностей X. На рис. 2.19 приведены значения электроотрицательностей элементов по шкале Полинга. Видно, что электроотрицательность элементов в периодической таблице слева направо и снизу вверх (в основном) растет. При движении слева направо в рамках одного периода и снизу вверх в пределах группы совершенно отчетливо проявляется тенденция к накоплению металлоидных свойств, то есть по мере роста электроотрицательности X сродство электрона к атому увеличивается и облегчается образование аниона. Следует иметь в виду, что шкала Полинга, также как и шкала Малликена, не является универсальной. Существуют и другие шкалы электроотрицательностей. Естественно, что абсолютные значения электроотрицательностей и даже порядок их расположения на разных шкалах может быть различным. Тем не менее понятие электроотрицательности элементов используется, главным образом для оценки степени ионности 13 Истинные энергии связи в двухатомных молекулах равны энергиям диссоциации молекулы на атомы и могут быть определены термохимическими или спектроскопическими методами.

Глава 2. Основы теории химической связи Рис. 2.19. Электроотрицательность некоторых элементов по шкале Полинга [20].

рассматриваемой связи, когда имеет значение только разность электроотрицательностей. На практике наиболее широко используется шкала, предложенная Полингом.

2.6.2. Степень ионности связи Очевидно, что химическая связь в полупроводниковых соединениях является полярной ковалентной связью (ковалентно-ионной). Рассмотрим теперь вопрос о распределении электронной плотности между компонентами соединения. При «чистой ковалентной» связи электронная плотность распределена совершенно симметрично между одинаковыми атомами, и ее центр симметрии располагается в середине межатомного расстояния. В «чисто ионных» соединениях распределение электронной плотности таково, что она в основном сосредоточена вокруг каждого иона и обладает (приближенно) сферической симметрией. В случае же промежуточной, ковалентно-ионной связи, логично предположить, что центр симметрии электронного облака смещен от середины межатомного расстояния к одному из соседних атомов. Величина этого смещения определяет степень ионности связи. Очевидно, что степень ионности связи должна быть пропорциональна разности электроотрицательностей.

2.6. Полупроводниковые соединения Таблица 2.4. Разность электроотрицательностей, степень ионности связи и структура бинарных соединений AN B8N [20]. Соединение SiC InAs GaSb GaP AlP HgSe CdTe CdS ZnSe AgI CuCl ZnO MgO LiF а X 0.7 0.3 0.2 0.5 0.6 0.5 0.4 0.8 0.8 0.6 1.1 1.9 2.3 3. 0.21 0.09 0.06 0.15 0.18 0.15 0.12 0.24 0.24 0.18 0.33 0.57 0.69 0. Стр. типа сф. сф. сф. сф. сф. сф. сф. сф., в. в., сф. сф., в. сф., в. в. NaCl NaCl Соединение InSb InP GaAs AlAs HgTe HgS CdSe ZnTe ZnS AgBr CuBr BeO NaCl CsF X 0.3 0.4 0.4 0.5 0.2 0.6 0.7 0.5 0.9 0.9 0.9 2.0 2.1 3. 0.09 0.12 0.12 0.15 0.06 0.18 0.21 0.15 0.27 0.27 0.27 0.60 0.63 1. Стр. тип сф. сф. сф. сф. сф. сф. сф., в. сф. сф., в. NaCl сф., в. в. NaCl NaCl Для обозначения структурных типов использованы следующие обозначения: сф. — сфа лерит, в. — вюртцит, NaCl — структура каменной соли.

Найдем степень ионности связи бинарных соединений AN B8N, где N — номер группы элемента A. Если предположить, что степень ионности связи линейно связана с разностью электроотрицательностей компонент XAB, то для соединений AN B8N ее можно рассчитать по формуле = (XAB /XCsF )CsF, где XCsF — разность электроотрицательностей CsF, степень ионности связи которого принимается за 1. Результаты расчетов представлены в табл. 2.4. Из нее следует, что соединения AIV BIV, AIII BV и AII BVI, а также часть соединений AI BVII имеют степень ионности связи менее 0.3 при разности электроотрицательностей менее 1. Вся эта многочисленная группа отделена значительным промежутком от небольшой группы соединений AI BVII, у которых больше 0.5, а X > 1. К этой группе относятся соединения AI BVII — CsF, LiF, NaCl, KCl и т. д. Выделенная многочисленная группа соединений проявляет полупроводниковые свойства. Межатомная связь в этих соединениях представляет собой комбинацию ковалентного и ионного типов связи с преимуществом ковалентного. Соединения этой группы кристаллизуются в структуры типа сфалерита или вюртцита, в которых Zк = 4. Ко второй, небольшой, группе относятся соединения с преимущественно ионным типом Глава 2. Основы теории химической связи химической связи и кристаллической структурой типа NaCl (Zк = 6). Это — диэлектрики.

2.6.3. Химическая связь в полупроводниковых соединениях AN B8N Проследим, каким образом реализуется ковалентная связь в полупроводниковых бинарных соединениях AN B8N, у которых X < 1. Было установлено, что неполярная ковалентная связь, приводящая к формированию алмазоподобной структуры (Zк = 4), наблюдается в гомеополярных кристаллах при образовании в них sp3 -гибридных связей. Такие гибридные связи могут образовываться и в соединениях A N B8N, поскольку во всех них среднее число валентных электронов на атом компонента соединения равно 4, как и у элементов IVA подгруппы. Рассмотрим, например, соединение GaAs. Известно, что оно имеет структуру типа сфалерита с координационным числом Zк = 4 и обладает полупроводниковыми свойствами. Наличие sp3 -гибридных ковалентных связей обеспечивается в нем обобществлением электронов по схеме: Ga0 : 4s2 4p1 As0 : 4s2 4p3 Ga : 4s2 4p2 As+ : 4s2 4p2 Ga : 4s1 4p3 As+ : 4s1 4p Таким образом, видно, что для образования ковалентной связи в соединениях AN B8N необходим «переход» валентных электронов от одного компонента соединения к другому и, как следствие, возникновение у них зарядов, с последующим обобществлением валентных электронов. Отсюда ясно, что ковалентная связь в «чистом» виде в соединениях не является нейтральной, как в элементах IVA подгруппы;

причем образующиеся заряды имеют антиионные знаки, которые противоположны знакам, ожидаемым на основании положения атомов в ряду электроотрицательностей. Особенно большие антиионные заряды получаются у соединений AI BVII. Найдем для бинарных соединений такие распределения валентных электронов между атомами компонентов соединения A и B, которые в одном случае позволяют представить это соединение как соединение с «чисто» ковалентной связью, а в другом как с «чисто» ионной. Снова рассмотрим GaAs. Для ковалентной связи соответствующая ковалентная формула, как было показано выше, — Ga1 As1+. Соединение с «чисто» ионной связью можно получить, превращая атомы компонентов соединения в противоположно заряженные ионы с таким зарядом, который бы позволил каждому атому компонента соединения приобрести элек 2.6. Полупроводниковые соединения тронную конфигурацию благородного газа. Для GaAs ионная формула — Ga3+ As3. Запишем промежуточную ковалентно-ионную связь как комбинацию «чисто ионного» и «чисто ковалентного» типов связи. Это означает, что в соединениях волновая функция, описывающая состояния валентных электронов, может быть формально представлена в виде 2 2 = C1 к + C2 и, C1 + C2 = 1, (2.8) где к описывает электронные состояния для «чистой ковалентной», а и — для «чистой ионной» связи. Коэффициенты C1 и C2 характеризуют относительный вклад обеих составляющих в реальную систему связей. Их величины зависят от свойств атомов компонентов соединения A и B, включая их разность электроотрицательностей. Реальная связь должна соответствовать таким значениям коэффициентов C 1 и C2, при которых энергия состояния, описываемого волновой функции, была бы минимальна. Если атомы компонентов соединения идентичны (элементарные вещества), то C2 = 0 и связь — «чистая ковалентная». В этом случае обменное электронное облако полностью симметрично относительно центра между атомами, а взаимодействующие атомы нейтральны. Если атомы компонентов соединения различны, но C2 C1, то связь будет преимущественно ковалентной, а атомы компонентов соединения заряжены антиионно и электронная плотность смещена в сторону компонента A. С ростом ионной составляющей связи C2 антиионный заряд будет уменьшаться благодаря смещению электронного облака в сторону более электроотрицательного атома компонента B. Таким образом, при смешанной ковалентно-ионной связи электронное облако является подвижным и асимметричным. Это свойство полупроводниковых соединений составляет их важнейшую особенность. При сохранении кристаллической структуры с Zк = 4 подвижное электронное облако с увеличением разности электроотрицательностей компонентов соединения может смещаться к более электроотрицательному элементу, в результате чего могут не только полностью исчезать антиионные заряды, но и создаваться эффективные заряды, соответствующие ионным, и тем не менее соединение будет оставаться полупроводником. Степень ионности полупроводникового соединения принято характеризовать такой величиной как ионность решетки. В качестве параметра ионности решетки примем величину вероятности ионной конфигурации 2 = C2. Введем также понятие равновесной ионности, определив ее как 0 = 1 nAe /Nк, где nAe — число электронов, отдаваемых компонентом Глава 2. Основы теории химической связи Рис. 2.20. Схемы образования sp3 -гибридных связей у соединений AN B8N.

соединения A при образовании «чисто» ионной связи, а Nк — число ковалентных связей, задаваемых данной кристаллической структурой. Величина 0 соответствует такой ионности решетки, при которой атомы компонентов соединения не заряжены из-за равенства зарядов, образующихся в результате «чисто ковалентного» и «чисто ионного» взаимодействий. Для рассматриваемых нами соединений AN B8N Nк = 4, а nAe равно номеру группы A компонента. Таким образом, равновесная ионность разных групп будет соединение равновесная ионность AIV BIV 0 AIII BV 0.25 AII BVI 0.5 AI BVII 0. Заметим, что равновесная ионность в ряду AIV BIV, AIII BV, AII BVI, A BVII увеличивается. Это и понятно, поскольку в A IV BIV гибридизация происходит без передачи электронов, в AIII BV — при передаче одного электрона;

в AII BVI — двух электронов и в AI BVII — трех электронов (рис. 2.20). Соотношение между и 0 имеет вид:

I = 0 + q /eNк, (2.9) где — ионность решетки, 0 — равновесная ионность, q — эффективный заряд, Nк — число ковалентных связей. Величину q /eNк можно интерпретировать как относительный перемещенный заряд связи или полярность связи. Таким образом, понятие степень ионности соединения можно характеризовать двумя параметрами: собственно ионностью ре2 шетки, выраженной через = C2, то есть полный перемещенный заряд;

и полярностью связи, выраженной через q /eNк, то есть относительный перемещенный заряд. Значения эффективных зарядов часто используются для того, чтобы охарактеризовать полярность связи и степень ионности полупроводникового соединения. Величины q могут быть определены экспериментально из спектров ИК-поглощения и рамановского рассеяния, неупругого рассеяния нейтронов;

могут быть теоретически рассчитаны. Однако понятию «эффективный заряд» атомов в соединениях с преимущественно 2.6. Полупроводниковые соединения ковалентной связью присуща некоторая неопределенность. Действительно, под зарядом атома обычно понимают заряд, находящийся внутри объема атома. Для ионного кристалла это определение вполне приемлемо, так как электронная плотность сосредоточена в основном вокруг иона, а его радиус можно определить достаточно точно. В кристаллах с преимущественно ковалентной связью определить объем, ограничивающий один атом, довольно трудно. На основании этого понятию «эффективный заряд» не следует придавать буквального значения, а нужно рассматривать его как некоторый экспериментально определяемый параметр соединений, позволяющий их классифицировать и характеризовать. В табл. 2.5 приведены величины эффективных зарядов, определенные различными методами, и ионности решетки, рассчитанные с помощью соотношения (2.9), для соединений AN B8N.

Pages:     || 2 | 3 | 4 | 5 |   ...   | 6 |



© 2011 www.dissers.ru - «Бесплатная электронная библиотека»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.