Il legame Chimico II. Copyright The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display.

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1 Il legame Chimico II Copyright The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display.

2 Rappresentazione di Lewis per gli Elementi del Gruppo Principale ed i Gas Nobili 2

3 Un legame covalente è un legame chimico in cui due o più elettroni sono condivisi da due atomi. Perchè due atomi debbono condividere elettroni? F + F F F 7e - 7e - 8e - 8e - Struttura di Lewis per F 2 single covalent bond lone pairs F F lone pairs lone pairs F F lone pairs single covalent bond 3

4 La struttura di Lewis dell acqua single covalent bonds H + O + H H O H or H O H 2e - 8e - 2e - Legame doppio due atomi condividono due coppie di elettroni O C O o O C O 8e - 8e - 8e - double bonds double bonds Legame triplo due atomi condividono tre coppie di elettroni N N 8e - 8e - triple bond o N N triple bond 4

5 Lunghezze dei legami covalenti Lunghezze di legame Legame Triplo < Legame Doppio < Legame Singolo 5

6 Come scrivere le strutture di Lewis 1. Disegnare lo scheletro del composto, mostrando come gli atomi sono legati l uno all altro. L elemento meno elettronegativo è posto al centro della struttura. 2. Contare il numero totale degli elettroni di valenza e -. Aggiungere 1 per ogni carica negativa. Sottrarre 1 per ogni carica positiva. 3. Completare l ottetto per tutti gli atomi tranne l idrogeno 4. Se la struttura contiene troppi elettroni, formare doppi e tripli legami con l atomo centrale. 6

7 Scrivere la struttura di Lewis per il trifluoruro di azoto (NF 3 ). Step 1 N è meno elettronegativo del F, l N è posto al centro Step 2 Contare gli elettroni di valenza N - 5 (2s 2 2p 3 ) e F - 7 (2s 2 2p 5 ) 5 + (3 x 7) = 26 elettroni di valenza Step 3 Disegnare i legami singoli fra N e F e completare gli ottetti sui due atomi. Step 4 - Contr. se il # e - nella struttura è uguale al numero degli e - di valenza 3 legami singoli (3x2) + 10 coppie solitarie (10x2) = 26 elettroni di valenza F N F F 7

8 Scrivere la struttura di Lewis per lo ione carbonato (CO 3 2- ). Step 1 C è meno elettronegativo di O, porre C al centro Step 2 Contare gli elettroni di valenza C - 4 (2s 2 2p 2 ) e O - 6 (2s 2 2p 4 ) -2 cariche 2e (3 x 6) + 2 = 24 elettroni di valenza Step 3 Disegnare i legami singoli fra C e O e completare gli ottetti su C e O. Step 4 - Formare I legami doppi e ricontrollare # di e - O C O O 2 legami singoli (2x2) = 4 1 legame doppio = 4 8 coppie solitarie(8x2) = 16 Totale = 24 8

9 Due possibili strutture per la formaldeide (CH 2 O) H C O H H H C O La carica formale di un atomo è la differenza fra il numero di elettroni di valenza in un atomo isolato e il numero di elettroni assegnato a quell atomo in una struttura di Lewis. Carica formale su un atomo in una struttura di Lewis = Numero totale di e - di valenza nell atomo libero - Numero totale di e - di nonlegame ( Numero totale ) di e - di legame La somma delle cariche formali degli atomi in una molecola o ione deve essere uguale alla carica della molecola o ione. 9

10 -1 +1 H C O H C 4 e - O 6 e - 2H 2x1 e - 12 e - 2 legami singoli (2x2) = 4 1 legame doppio = 4 2 coppie solitarie (2x2) = 4 Totale = 12 Carica formale su un atomo in una struttura di Lewis = Numero totale di e - di valenza nell atomo libero - Numero totale di e - di nonlegame ( Numero totale ) di e - di legame Carica formale su C = ½ x 6 = -1 Carica formale su O = ½ x 6 = +1 10

11 H H 0 0 C O C 4 e - O 6 e - 2H 2x1 e - 12 e - 2 legami singoli (2x2) = 4 1 legame doppio = 4 2 coppie solitarie (2x2) = 4 Totale = 12 Carica formale su un atomo in una struttura di Lewis = Numero totale di e - di valenza nell atomo libero - Numero totale di e - di nonlegame ( Numero totale ) di e - di legame Carica formale su C = ½ x 8 = 0 Carica formale su O = ½ x 4 = 0 11

12 Carica Formale e Strutture di Lewis 1. Per molecole neutre, la struttura di Lewis in cui non ci siano cariche formali è preferibile ad una in cui le cariche formali siano presenti. 2. Le strutture di Lewis aventi elevate cariche formali sono meno plausibili di quelle aventi piccole cariche formali. 3. Fra le strutture di Lewis aventi la stessa distribuzione di cariche formali, è da preferire quella in cui le cariche formali negative sono poste sull atomo più elettronegativo. Qual è la struttura di Lewis più probabile per CH 2 O? H C O H H H 0 0 C O 12

13 Una struttura di risonanza si ottiene quando si possono scivere due o più strutture di Lewis per una singola molecola che non può essere accuratamente rappresentata da un unica struttura di Lewis O O O O O O Quali sono le strutture di risonanza dello ione carbonato (CO 3 2- )? - - O C O O C O - - O C O O O - O - 13

14 L Ottetto Incompleto Eccezioni della Regola dell Ottetto BeH 2 Be 2e - 2H 2x1e - 4e - H Be H BF 3 B 3e - 3F 3x7e - 24e - F B F F 3 legami singoli(3x2) = 6 9 coppie solitarie (9x2) = 18 Totale = 24 14

15 Eccezioni della Regola dell Ottetto Molecole con elettroni dispari NO N 5e - O 6e - 11e - N O L Ottetto Espanso (atomo centrale con numero quantico principale n > 2) SF 6 S 6e - 6F 42e - 48e - F F F S F F F 6 legami semplici (6x2) = coppie solitarie (18x2) = 36 Total = 48 15

16 Modello: Valence shell electron pair repulsion (VSEPR) Predice la geometria della molecola dalle repulsioni elettrostatiche fra le coppie di elettroni (bonding and nonbonding). Class # di atomi Legati all atomo centrale # lone pairs sull atomo centrale Disposizione delle coppie elettroniche Geometria Molecolare AB lineare lineare B B 16

17 0 lone pairs sull atomo centrale Cl Be Cl 2 atomi legati all atomo centrale 17

18 VSEPR Class # di atomi legati all atomo centrale # lone pairs sull atomo Disposizione delle centrale coppie elettroniche Geometria Molecolare AB lineare lineare AB trigonale planare trigonale planare 18

19 19

20 VSEPR Class # di atomi legati all atomo centrale # lone pairs sull atomo Disposizione delle centrale coppie elettroniche Geometria Molecolare AB lineare lineare AB trigonale planare trigonale planare AB tetraedrica tetraedrica 20

21 21

22 VSEPR Class # di atomi legati all atomo centrale # lone pairs sull atomo Disposizione delle centrale coppie elettroniche Geometria Molecolare AB lineare lineare AB trigonale planare trigonale planare AB tetraedrica tetraedrica AB trigonale bipiramidale trigonale bipiramidale 22

23 23

24 VSEPR Class # di atomi legati all atomo centrale # lone pairs sull atomo Disposizione delle centrale coppie elettroniche Geometria Molecolare AB lineare lineare AB trigonale planare trigonale planare AB tetraedrica tetraedrica AB trigonale bipiramidale trigonale bipiramidale AB ottaedrica ottaedrica 24

25 25

26 26

27 repulsione lone-pair vs. lone pair repulsione lone-pair vs. coppia di legame > > repulsione coppia di legame 27 vs. coppia di legame

28 VSEPR Class # di atomi legati all atomo centrale # lone pairs sull atomo Disposizione delle centrale coppie elettroniche Geometria Molecolare AB AB 2 E 2 1 trigonale planare trigonale planare trigonale planare piegata 28

29 VSEPR Class # di atomi legati all atomo centrale # lone pairs sull atomo Disposizione delle centrale coppie elettroniche Geometria Molecolare AB tetraedrica tetraedrica AB 3 E 3 1 tetraedrica trigonale piramidale 29

30 VSEPR Class # di atomi legati all atomo centrale # lone pairs sull atomo Disposizione delle centrale coppie elettroniche Geometria Molecolare AB tetraedrica tetraedrica AB 3 E 3 1 tetraedrica l AB 2 E tetraedrica l trigonale piramidale piegata 30

31 VSEPR Class # di atomi legati all atomo centrale AB AB 4 E 4 1 # lone pairs sull atomo Disposizione delle centrale coppie elettroniche trigonale bipiramidale trigonale bipiramidale Geometria Molecolare trigonale bipiramidale tetraedro distorto 31

32 VSEPR Class # di atomi legati all atomo centrale AB AB 4 E 4 1 AB 3 E # lone pairs sull atomo Disposizione delle centrale coppie elettroniche trigonale bipiramidale trigonale bipiramidale trigonale bipiramidale Geometria Molecolare trigonale bipiramidale tetraedro distorto Forma-T 32

33 Class # di atomi legati all atomo centrale VSEPR # lone pairs sull atomo Disposizione delle centrale coppie elettroniche Geometria Molecolare AB trigonale trigonale bipiramidale bipiramidale trigonale tetraedro AB 4 E 4 1 bipiramidale distorto trigonale AB 3 E Forma-T bipiramidale AB 2 E trigonale lineare bipiramidale 33

34 VSEPR Class # di atomi legati all atomo centrale # lone pairs sull atomo Disposizione delle centrale coppie elettroniche Geometria Molecolare AB ottaedro ottaedro AB 5 E 5 1 ottaedro piramide quadrata 34

35 VSEPR Class # di atomi legati all atomo centrale # lone pairs sull atomo Disposizione delle centrale coppie elettroniche Geometria Molecolare AB ottaedro ottaedro AB 5 E 5 1 ottaedro AB 4 E ottaedro piramide quadrata quadrato planare 35

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37 Predire la Geometria Molecolare 1. Disegnare la struttura di Lewis della molecola. 2. Contare il numero di lone pairs sull atomo centrale e il numero di atomi legati all atomo centrale. 3. Usare VSEPR per predire la geometria della molecola. Quali sono le geometrie molecolari di SO 2 e SF 4? O S O F AB 4 E AB 2 E piegata F S F F tetraedro distorto 37

38 Come la teoria di Lewis spiega i legami in H 2 e F 2? Condivisione di due elettroni fra i due atomi. Bond Enthalpy Bond Length Overlap Of H kj/mol 74 pm 2 1s F kj/mol 142 pm 2 2p Teoria del legame di valenza I legami sono formati dalla condivisione di e - grazie alla sovrapposizione di orbitali atomici. 38

39 Variazione dell Energia Potenziale di due atomi di Idrogeno In funzione della distanza di Separazione 39

40 Variazione della densità elettronica quando due atomi di idrogeno si avvicinano tra loro. 40

41 Teoria del Legame di Valenza e NH 3 N 1s 2 2s 2 2p 3 3 H 1s 1 Se i legami si formano dalla sovrapposizione dei 3 orbitali 2p dell azoto con gli orbitali 1s di ciascun atomo di idrogeno, quale potrebbe essere la geometria molecolare di NH 3? L uso di 3 orbitali 2p darebbe 90 o L angolo H-N-H è invece o 41

42 Ibridazione mescolamento di due o più orbitali atomici per formare un nuovo set di orbitali ibridi. 1. Mescolare almeno 2 orbitali atomici non equivalenti (e.g. s e p). Gli orbitali ibridi hanno forme molto differenti da quelle degli orbitali atomici di partenza. 2. Il numero degli orbitali ibridi è uguale al numero degli orbitali atomici puri usati nel processo di ibridazione. 3. I legami covalenti sono formati per: a. Sovrapposizione di orbitali ibridi con orbitali atomici b. Sovrapposizione di orbitali ibridi con altri orbitali ibridi 42

43 Formazione di Orbitali Ibridi sp 3 43

44 Formazione dei Legami Covalenti in CH 4 44

45 sp 3 -Hybridized N Atom in NH 3 Predict correct bond angle 45

46 Formazione di Orbitali Ibridi sp 46

47 Formazione di Orbitali Ibridi sp 2 47

48 Come posso capire l ibridazione di un atomo centrale? 1. Disegnare le strutture di Lewis della molecola. 2. Contare il numero di lone pairs E il numero di atomi legati all atomo centrale # of Lone Pairs + # of Bonded Atoms Hybridization Examples sp sp 2 sp 3 sp 3 d BeCl 2 BF 3 CH 4, NH 3, H 2 O PCl 5 6 sp 3 d 2 SF 6 48

49 49

50 sp 2 Ibridazione del Carbonio 50

51 L orbitale 2p z non ibridizzato (grigio)è perpendicolare al piano degli orbitali ibridi (verdi). 51

52 Il legame nell Etilene, C 2 H 4 Legame Sigma (σ) densità elettronica fra i 2 atomi Legame Pi (π) densità elettronica sopra e sotto il piano dei nuclei degli atomi legati 52

53 Altra visione del legame π nell Etilene, C 2 H 4 53

54 Ibridazione sp del Carbonio 54

55 Il legame nell Acetilene, C 2 H 2 55

56 Altra visione del legame π nell Acetilene, C 2 H 2 56

57 Descrivere il legame in CH 2 O. H H C O C 3 atomi legati, 0 lone pairs C sp 2 57

58 Legami Sigma (σ) e Pi (π) Legame singolo Legame doppio Legame triplo 1 legame sigma 1 legame sigma e 1 legame π 1 legame sigma e 2 legame π Quanti sono i legami σ e quelli π nella molecola dell acido acetico (aceto) CH 3 COOH? H O H C C O H Legami σ = = 7 Legami π = 1 H 58

59 Una struttura di risonanza è una di due o più strutture di Lewis per una singola molecola che non può essere accuratamente rappresentata da una sola struttura di Lewis. + - O O O - O + O O Quali sono le strutture di risonanza dello ione carbonato (CO 3 2- )? - - O C O O C O - - O C O O O - O - 59

60 Legame covalente Polare è un legame covalente con una densità elettronica maggiore su uno dei due atomi electron poor region electron rich region e - poor e - rich H F H F δ + δ - 60

61 Elettronegatività è l abilità di un atomo di attirare su di sé gli elettroni in un legame chimico. Affinità Elettronica - misurabile, è più alta in Cl X (g) + e - X - (g) Elettronegatività - relativa, è più alta in F 61

62 Momenti di Dipolo e Molecole Polari electron poor region H electron rich region F δ+ δ µ = Q x r Q è la carica r è la distanza fra le cariche 1 D = 3.36 x C m 62

63 Comportamento di Molecole Polari field off field on 63

64 Quali delle seguenti molecolale hanno un momento di dipolo? H 2 O, CO 2, SO 2, and CF 4 O Momento di dipolo Molecola polare S Momento di dipolo Molecola polare F O C O no momento di dipolo Molecola nonpolare C F F F no momento di dipolo Molecola nonpolare 64

65 BF 3 ha un momento di dipolo? 65

66 CH 2 Cl 2 ha un momento di dipolo? 66

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68 Il legame Ionico Legame Ionico: la forza elettrostatica che tiene insieme gli ioni in un composto ionico. Li + F Li + F - 1s 2 2s1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 1s 2 2s 2 2p 6 [He] [Ne] Li Li + + e - LiF e - + F F - Li + + F - Li + F - 68

69 Energia reticolare L Energia reticolare (U) è l energia rchiesta per separare una mole di composto ionico negli ioni gassosi. E = k Q + Q - r E è l energia potenziale Q + è la carica del catione Q - è la carica dell anione r è la distanza fra gli ioni L Energia Reticolare aumenta se Q aumenta e/o se r diminuisce. Composto MgF 2 MgO LiF LiCl Energia Reticolare (kj/mol) 2957 Q: +2, Q: +2, r F - < r Cl - 69

70 Ciclo di Born-Haber per determinare l Energia Reticolare ΔH overall = ΔH 1 + ΔH 2 + ΔH 3 + ΔH 4 + ΔH 5 70

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72 Modello degli Elettroni Liberi per i Metalli I Metalli sono ottimi conduttori di calore ed elettricità. I Metalli possono essere descritti come un cristallo formato dai nuclei atomici con un mare di elettroni condiviso fra tutti i nuclei (liberi gli e - di muoversi fra di essi) Questo è chiamato il modello di elettroni liberi per i metalli. Questo modello spiega parecchie proprietà dei metalli: Conducibilità Elettrica: gli elettroni mobili generano la corrente. Conducibilità Termica: gli elettroni mobili conducono anche il calore. Malleabilità e Duttilità: Deformando il metallo ciascun catione è ancora circondato da un mare di elettroni, così poca energia è richiesta sia per allungare che per piegare il metallo. Opacità and Riflettanza (Shininess): Gli elettroni possono avere un ampia gamma di energie, così possono assorbire e riemettere parecchie lunghezze d onda della luce. 72

73 Teoria delle Bande per i Metalli (e altri solidi ) Fino ad ora, comunque abbiamo considerato gli elettroni, li abbiamo sempre trovati in orbitali (atomici per gli atomi, molecolari per le molecole). Come consideriamo gli elettroni in un metallo? Questi solidi possono essere trattati utilizzando la teoria degli orbitali molecolari; comunque qui produrremo stati, invece di MOs. Consideriamo che non ci sono molecole distinte in un metallo. Si può considerare un intero pezzo di metallo come una molecola. In questo approccio: Combiniamo gli orbitali atomici di ciascun atomo nel campione per formare gli stati, che possiamo considerare come orbitali molecolari molto grandi. Come nella teoria LCAO-MO, il numero degli stati prodotti deve essere uguale al numero degli orbitali atomici combinati. Si applica il principio di esclusione di Pauli, così ciascun stato può contenere solo due elettroni. Affinchè un metallo conduca elettricità, i suoi elettroni debbono essere capaci di assorbire abbastanza energia da essere eccitati in stati a più alta energia. Lo stato a più alta energia in cui questa eccitazione non c è stata (i.e. nello stato fondamentale del metallo) è chiamato il livello di Fermi. 73

74 Teoria delle Bande per i Metalli (e altri solidi ) Come si formano gli stati e che aspetto hanno? Consideriamo il litio. La figura a destra mostra gli MOs prodotti dalla combinazione lineare degli orbitali 2s in Li 2, Li 3 e Li 4. Notiamo che, per ciascun atomo aggiunto: Un MO in più si forma Le energie degli MOs si fanno più vicine Quando un campione contiene un numero molto grande di atomi di Li (e.g atomi in g), gli MOs (chiamati ora stati) prodotti sono così vicini in energia da formare una banda di livelli energetici. Una banda prende il nome dagli AOs da cui proviene (e.g. banda 2s) 74 Image adapted from Chemical Structure and Bonding by R. L. DeKock and H. B. Gray

75 Teoria delle Bande per i Metalli (e altri solidi ) In un matallo alcalino, la banda di valenza s è riempita solo per metà. e.g. sodio (vedi a destra) Se ci sono N atomi di sodio in un campione, ci saranno N elettroni negli orbitali 3s. Ci saranno N stati fatti dagli orbitali 3s, ciascuno dei quali può contenere due elettroni. Quindi N /2 stati nella banda 3s saranno riempiti ed N /2 stati saranno vuoti (nello stato fondamentale di Na). Come tuuti gli altri metalli alcalini, il sodio conduce bene l elettricità perchè la banda di valenza è piena solo per metà. Perciò è facile per gli elettroni nella banda di valenza essere eccitati negli stati vuoti a maggiore energia. Poichè questi stati vuoti a maggiore energia sono nella stessa banda, possiamo dire che la banda di valenza per il sodio è anche la banda di conduzione. 75

76 Teoria delle Bande per i Metalli (e altri solidi ) In un metallo alcalino-terroso, la banda di valenza s è piena. e.g. berillio (vedi a destra) Se ci sono N atomi di berillio in un campione, ci saranno 2N elettroni negli orbitali 2s. Ci saranno N stati fatti dagli orbitali 2s, con ciascuno che può contenere 2 elettroni. Così, tutto gli stati nella banda 2s saranno pieni e nessuno sarà vuoto (nello stato fondamentale Be). Perchè quindi i metall alcalino-terrosi sono conduttori? Mentre la banda 2s nel berillio è piena, si sovrappone con la banda 2p. (I livelli energetici delle molecole diatomiche omonucleari mostrano che gli OA s e p dei metalli sono vicini.) Così alcuni elettroni della banda di valenza possono essere facilmente eccitati nella banda di conduzione. Nel berillio, la banda di conduzione (la band a che contiene gli stati vuoti a più bassa energia) è la banda 2p. 76

77 Teoria delle Bande per i Metalli (e altri solidi ) Come sono le bande per qualcosa che non conduce elettricità, cioè per un isolante? e.g. diamante (vedi a destra) Se ci sono N atomi di carbonio in un campione, ci saranno 4N elettroni di valenza. Gli orbitali di valenza degli atomi di carbonio possono combinarsi per fare due stati, contenente ciascuno 2N stati. La banda ad energia più bassa è la banda di valenza, contenente 4N elettroni (nello stato fondamentale del diamante). La banda ad energia più alta sarà quella di conduzione, non contenente elettroni (nello stato fondamentale del diamante). La differenza di energia fra la banda di valenza e quella di conduzione è grande abbastanza da rendere difficile ad un elettrone della banda di valenza assorbire energia per essere promosso nella banda di conduzione. 77

78 Teoria delle Bande per i Metalli (e altri solidi ) Quanto deve essere grande la band gap perchè un materiale sia un isolante? Ci si riferisce al prodotto k B T k B è la costante di Boltzmann : J/K T è la temperatura in Kelvin k B T è una misura dell energia termica (media) delle particelle in un campione Come regola generale: Se la band gap è molto più grande di k B T, si ha un isolante. e.g. diamante: ~200 k B T Se la band gap è più piccola di (o vicina a) k B T, si ha un conduttore. e.g. sodio: 0 k B T, tin: 3 k B T Se la band gap è circa dieci volte più grande di k B T, si ha un semiconduttore. e.g. silicio: ~50 k B T Le Band gap possono essere misurate con la spettroscopia di assorbimento. La luce a più bassa energia assorbita corrisponde alla band gap. 78

79 Teoria delle Bande per i Metalli (e altri solidi ) Ci sono due ampie categorie di semiconduttori: Semiconduttori Intrinseci Hanno naturalmente una moderata band gap. Una piccola frazione degli elettroni della banda di valenza possono essere eccitati nella banda di conduzione. Possono quindi trasportare corrente. Le lacune che tali elettroni lasciano nella banda di valenza possono anch esse trasportare corrente perchè altri elettroni possono essere eccitati in esse. Semiconduttori Estrinseci Hanno impurezze aggiunte in modo da aumentare la corrente che possono condurre. (le impurezze sono definite come droganti; il processo si chiama drogaggio) I droganti possono *sia* introdurre elettroni *or* aggiungere extra lacune: I primi sono semiconduttori n (n sta pernegativo) I secondi sono semiconduttori p (p sta perpositivo) 79

80 Teoria delle Bande per i Metalli (e altri solidi ) Come funziona un semiconduttore di tipo n? e.g. il silicio ([Ne]3s 2 3p 2 ) è drogato con fosforo ([Ne]3s 2 3p 3 ) Nel silicio, la banda di valenza è completamente piena e la banda di conduzione completamente vuota. Il fosforo fornisce una banda addizionale piena di elettroni che è maggiore in energia della banda di valenza del silicio. Elettroni in questa banda donatrice sono eccitati più facilmente nella banda di conduzione (rispetto agli elettroni nella banda di valenza del silicio). 80

81 Teoria delle Bande per i Metalli (e altri solidi ) Come funziona un semiconduttore di tipo p? e.g. il silicio ([Ne]3s 2 3p 2 ) è drogato con alluminio ([Ne]3s 2 3p 1 ) Nel silicio, la banda di valenza è completamente piena e la banda di conduzione completamente vuota. L alluminio fornisce una banda addizionale vuota che è minore in energia della banda di conduzione del silicio. Elettroni nella banda di valenza del Si sono più facilmente eccitati in questa banda accettrice (confontata con la banda di conduzione del silicio). 81

82 Teoria delle Bande per i Metalli (e altri solidi ) Con la scelta accurata sia del drogante che della sua concentrazione, la conducibilità di un semiconduttore può essere finemente modulata. Ci sono molte applicazioni dei semiconduttori. e.g. i Semiconduttori p ed n sono connessi. La banda accettrice del semiconduttore p si riempe con gli extra elettroni del semiconduttore n. Le extra lacune del semiconduttore p perciò si muovono verso il semiconduttore di tipo n. Con le cariche negative che si muovono in una direzione e le positive nell altro, cresce la separazione di carica che blocca il moto di elettroni e lacune *a meno* che il diodo non sia connesso ad un circuito: Se il diodo è connesso in modo che gli elettroni fluiscano nel semiconduttore n, si riforniscono elettroni a tale semiconduttore e la corrente può passare. Se la connessione è inversa, gli elettroni si accumulano al semiconduttore p e la corrente si ferma. 82

83 Teoria delle Bande per i Metalli (e altri solidi ) In un fotodiodo, il semiconduttore p è esposto alla luce. Questo può eccitare gli elettroni dalla banda accettrice alla banda di conduzione. Questi sono attratti dal semiconduttore n (che ha una piccola carica positiva). Questo provoca un flusso di corrente, formando una cella solare. 83