Farbgenerierungsmechanismus von Halbleitern und Isolatoren

Farbgenerierungsmechanismus von Halbleitern und Isolatoren

Der wesentliche Unterschied zwischen Leitern und Halbleitern und Isolatoren ist das Fehlen einer Bandlücke. In einem Leiter überlappen sich das Valenzband und das Leitungsband. Es gibt keine Lücke zwischen ihnen. Elektronen bewegen sich leicht. Bei Halbleitern und Isolatoren besteht jedoch eine Lücke zwischen ihrem Valenzband und ihrem Führungsband. Die Spaltbreite verschiedener Materialien ist unterschiedlich und die Spaltbreite von Isolatoren ist viel breiter als die von Halbleitern. In einem Halbleiter absorbieren Valenzbandelektronen genug Energie, um die Leitung leicht in das Leitungsband zu pumpen. In einem Isolator können Valenzbandelektronen durch thermische Anregung keine Energie jenseits der Spaltbreite gewinnen und zum Leitungsband springen. Daher befinden sich im Leitungsband eines Isolators nur wenige Elektronen, so dass fast keine Leitung vorhanden ist.

In der Natur vorkommende Halbleiter und Isolatoren umfassen üblicherweise Keramiken und Polymere, die Bandlücken aufweisen. Der Wellenlängenbereich des sichtbaren Lichts beträgt 380-760 nm, und die Photonenenergie des energiereichsten violetten Lichts beträgt etwa 3,2 eV. Wenn die Bandlücke des Isolators 3,2 eV überschreitet, absorbiert der Isolator kein sichtbares Licht, das vollständig durchgelassen werden kann. Zu diesem Zeitpunkt wird die Farbe des Isolatormaterials hauptsächlich durch seine Mikrostruktur beeinflusst. Beispielsweise ist einkristallines Aluminiumoxid transparent; Polykristallines Aluminiumoxid bewirkt aufgrund des unterschiedlichen Brechungsindex verschiedener Körner eine Streuung des einfallenden Lichts bei der inneren Ausbreitung des Kristalls, wodurch die Transparenz des Materials verringert wird. Polykristallines oder poröses Aluminiumoxid ist aufgrund der stärkeren Streuung des einfallenden Lichts vollständig undurchsichtig. Das Material ist weiß.

Typische ionische Verbindungen können nur das Licht im ultravioletten Bereich mit höherer Frequenz absorbieren, nicht jedoch das Licht im optischen Bereich. Typische ionische Verbindungen sind daher üblicherweise farblose oder weiße Feststoffe. Wenn das Metallkation und das Anion der Verbindung miteinander polarisieren, überlappt die Elektronenwolke in einem gewissen Ausmaß und zeigt eine gewisse Kovalenz. Wenn die Kovalenz der Verbindung einen bestimmten Grad erreicht, absorbiert sie einen Teil des farbigen Lichts und lässt die Verbindung in einer bestimmten Farbe erscheinen. Mit zunehmender Kovalenz der Verbindung nimmt der Absorptionsbereich des sichtbaren Lichts zu und die Farbe der Verbindung nimmt allmählich zu. Ihre Kovalenz hängt von der Polarisation und Verformbarkeit von Metallkationen und -anionen ab. Wenn die Polarisation und Verformung von Ionen groß ist, weist die Verbindung eine starke Kovalenz und dunkle Farbe auf.

Im Allgemeinen absorbieren ungepaarte Elektronen Energie und Sprünge mit größerer Wahrscheinlichkeit als gepaarte Elektronen. Daher enthalten die meisten gefärbten Materialien, denen wir begegnen, ungepaarte Elektronen wie Fe3 +, Cu2 + usw. Und wir stellen fest, dass die Übergangsmetallionen satte Farben aufweisen, weil sie auf beide treffen der oben genannten Bedingungen:

(1) ungepaarte Elektronen enthalten;

(2) Die Energiedifferenz zwischen den Orbitalen nach der Aufteilung des Elektronenorbitalenergieniveaus fällt in den Bereich der Energie des sichtbaren Lichts.

Übliche Übergangsmetallionen liegen häufig in Form von Komplexen wie Hydraten, Ammoniakkomplexen, Cyanidkomplexen usw. vor. Sie gehen häufig mit der Aufspaltung der Orbitalenergieniveaus bei der Bildung von Komplexen einher, was mit der Konfiguration von zusammenhängt Komplexe und die Eigenschaften der Liganden selbst. Das d-Elektron hatte ursprünglich fünf Orbitale gleicher Energie: dxy dyz DZX dx2-y2 dz2. Die ersten drei von ihnen haben einen Winkel von 45 Grad zur Koordinatenachse. Dx2-y2 liegt in der xy-Ebene und in der gleichen Richtung wie die Koordinatenachse. Dz2 ist hantelförmig mit Ring und erstreckt sich entlang der z-Achse.

Diese fünf Arten von Orbitalen werden durch Liganden bei der Bildung von Komplexen in unterschiedlichem Maße beeinflusst und eingeschränkt. Betrachtet man beispielsweise die oktaedrische Koordinationskonfiguration Hydrat mit einer Koordinationszahl von 6, liegt der Ligand gerade in den drei Achsenrichtungen des Zentralions, dh im Widerspruch zur Erstreckungsrichtung von dx2-y2dz2, dann den beiden d Orbitale des Zentralions sind durch die negative Ladung des Liganden abstoßend und die Energie steigt signifikant an. Die anderen drei d-Orbitale tauschen sich mit dem Liganden aus, und die Energieänderung ist viel geringer als die von dx2-y2dz2. Das d-Orbital des Zentralions wird dann in zwei Gruppen aufgeteilt: das relativ energiereiche dx2-y2dz2 und das relativ energiearme dxy dyz DZX, dessen Energiedifferenz (zwischen 1,99 · 10-19j und 5,96 · 10-19j) teilweise abfallen kann innerhalb des sichtbaren Lichtbereichs (5,5 · 10-19 und 3,0 · 10-19). D-Elektronen springen leicht zwischen diesen beiden Orbitalsätzen und erzeugen die Lichtfarbe, die das menschliche Auge wahrnehmen kann.

Organische Polymermaterialien sind jedoch meistens eine Klasse von Verbindungen, die kovalente Bindungen sind. Gesättigte organische Moleküle, die vollständig aus Bindungen bestehen, haben eine relativ feste Struktur und benötigen höhere Energie, um Elektronen anzuregen. Daher befindet sich die absorbierte Lichtwelle im fernen Ultraviolettbereich mit höherer Frequenz, was bestimmt, dass gesättigte organische Verbindungen, die durch Bindungen gebildet werden, farblos sind.

2.3 die Farbnatur von Blöcken und Pulvern
Kurz gesagt, die Essenz der Farbe von Schüttgütern, ob Leiter, Halbleiter oder Isolator, ist die selektive Absorption von sichtbarem Licht.

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