O modelo atômico de N. Bohr foi uma tentativa de aplicar as idéias de quantização de Planck e Einstein ao modelo nuclear de Rutherford. Para tanto, Bohr fez as seguintes hipóteses:
I. Os elétrons podem ocupar apenas certas órbitas especiais ao redor do núcleo, chamadas órbitas estacionárias.
II. O equilíbrio dinâmico do átomo nos estados estacionários (isto é, quando os elétrons ocupam órbitas estacionárias) é governado pelas leis de Newton.
III. O átomo pode passar de um estado estacionário a outro por emissão ou absorção de radiação eletromagnética com freqüência dada por:
= E
/ h
onde E
é a diferença de energia entre os estados estacionários
e h, a constante de Planck.
A primeira suposição não tem qualquer justificativa
a não ser o sucesso do modelo e aparece para evitar o dilema da emissão
de radiação pelo elétron no seu movimento acelerado ao
redor do núcleo. A segunda suposição não apresenta
qualquer problema de aceitação e estipula, apesar das outras
características estranhas do modelo, um comportamento clássico
usual (newtoniano) para o elétron nas órbitas estacionárias.
A terceira suposição é a mais estranha à física
clássica porque não especifica o mecanismo de passagem do elétron
de uma órbita estacionária para outra.
De acordo com o modelo de Bohr, o átomo de hidrogênio consiste
de um núcleo relativamente pesado (o próton), com uma carga
positiva e, e um elétron, de carga -e, numa órbita circular
ao redor do núcleo. A equação de equilíbrio (com
o referencial fixo no núcleo) continua sendo:
v2 = Ze2 / 4
0mR
com Z = 1. Tudo isso já estava contido no modelo de Rutherford. Contudo, Bohr introduziu a seguinte restrição, como novidade:
I'. As órbitas estacionárias são aquelas para as quais
o momento angular do elétron ao redor do núcleo tem valores
múltiplos inteiros de 
( = h / 2p ):
L = ( h / 2
) n ( n = 1, 2, 3, ... )
Apoiados na segunda suposição podemos escrever, para o momento
angular de uma partícula de massa m numa órbita circular de
raio R ao redor do núcleo, L = mvR, e a restrição acima
fica mvRn = n,
onde Rn é o raio da órbita correspondente ao (número
quântico) inteiro n. Daí:
v2 = ( h / 2mRn
)2 n2
Comparando essa relação com aquela do modelo de Rutherford com Z = 1, temos:
Rn = [ 0h2
/ me2
] n2 ( n = 1, 2, 3, ... )
Segundo o modelo de Bohr, as únicas órbitas possíveis
para o elétron que gira ao redor do núcleo (o próton)
no átomo de hidrogênio são aquelas com raios dados por
essa expressão (Fig.22). Cada inteiro n (chamado número quântico)
identifica uma particular órbita (ou estado estacionário) do
átomo de hidrogênio. A órbita mais próxima do núcleo
corresponde a n = 1 e o seu raio é conhecido como raio de Bohr. Com
os valores 0
= 8,85 x 10-12 F/m, h = 6,63 x 10-34 Js, e = 1,60 x
10-19 C e m = 9,11 x 10-31 kg, vem:
a0 = R1 = [ 0h2
/ me2
] 
5,31 x 10-11 m
0,53 
Assim, pode-se escrever:
Rn = ao n2 ( n = 1, 2, 3, ... )
Por outro lado, como a energia cinética K e a energia potencial U,
esta com a convenção U = 0 para uma distância de separação
entre as partículas carregadas infinita ( Rn
), são dadas por:
K = ½ mv2 = e2 / 80Rn
e
U = - e2 / 40Rn
a energia total do átomo de hidrogênio, num referencial fixo no núcleo, fica:
En = - e2 / 80Rn
ou, levando em conta a expressão de Rn:
En = - [e2 / 80a0
] / n2
Agora, levando em conta a relação 1 J = 6,24 x 1018 eV e os valores numéricos dados acima para as constantes, vem:
E1 = [e2 / 80a0
] 13,54 eV
e se pode escrever:
En = - E1 / n2 ( n = 1, 2, 3, ... )
No modelo atômico de Bohr, sempre que um átomo de hidrogênio passa de um estado estacionário para outro, ele emite ou absorve radiação eletromagnética (ou um fóton) com freqüência:
= DE
/ h
onde E
representa o módulo da diferença EF - EI entre a energia do
átomo no estado final EF e a energia do átomo no
estado inicial EI. Se EI> EF, um fóton
com energia h
é
emitido pelo átomo e se EI< EF, um fóton
com a mesma energia é absorvido.
O
diagrama de níveis de energia é uma ajuda importante para a
compreensão dos processos de emissão e de absorção
de energia pelo átomo. Para o átomo de hidrogênio, o diagrama
de níveis de energia é mostrado na Fig.23.
A dimensão vertical é usada para representar o valor da energia do estado estacionário. A cada estado estacionário se associa uma linha horizontal.
A separação entre duas linhas horizontais é proporcional a sua diferença de energia. A energia potencial eletrostática do átomo foi tomada como nula a uma separação infinita entre o elétron e o próton, de modo que os estados estacionários em que esse elétron e esse próton estão ligados com uma separação finita, constituindo um átomo de hidrogênio, têm energias negativas.
Como todos os estados estacionários do átomo de hidrogênio
têm energias negativas, a linha superior do diagrama de níveis
de energia representa o estado de energia zero ( n =
), correspondente ao próton e o elétron separados de uma distância
infinita, ou seja, correspondente ao átomo ionizado.
A linha inferior representa o estado de menor energia, isto é, o estado no qual o elétron ocupa a primeira órbita de Bohr ( n = 1, E1 = - 13,54 eV ). Esse estado é chamado estado fundamental do átomo de hidrogênio. Os estados estacionários correspondentes às energias E2, E3, E4 e E5 também estão representados. Os outros (infinitos) estados estacionários, cujas energias são maiores que E5 e menores que zero, não são mostrados.
Devido à forma desse diagrama, em que os estados estacionários são representados por linhas horizontais desenhadas em diferentes alturas conforme suas energias, isto é, em diferentes níveis horizontais, a expressão nível de energia se tornou sinônima da expressão energia de estado estacionário e, também, da expressão órbita estacionária.
Como níveis com n maiores têm maior energia, a transição de um estado de n maior para um estado de n menor vem acompanhada da emissão de um fóton, enquanto que a transição de um estado de n menor para um estado de n maior vem acompanhada da absorção de um fóton. É uma prática comum indicar as transições atômicas com flechas (verticais) no diagrama de níveis, do nível inicial ao final.
Um experimento típico para o registro do espectro atômico de emissão está esquematizado na Fig.24. A fonte de radiação eletromagnética consiste de uma ampola com um gás monoatômico rarefeito através do qual se produz uma descarga elétrica. Os átomos do gás que participam da descarga absorvem energia em colisões mútuas e com os elétrons que constituem a corrente elétrica e passam a um estado excitado. Esses átomos voltam ao seu estado original emitindo radiação eletromagnética. Esta radiação é colimada por uma fenda, atravessa um prisma onde as radiações monocromáticas são separadas para serem registradas numa chapa fotográfica. O registro fotográfico consiste de um conjunto discreto de raias, cada qual correspondendo à imagem da fenda colimadora para uma particular radiação monocromática.
O conjunto de raias ou o conjunto das radiações eletromagnéticas monocromáticas emitidas e suas correspondentes intensidades são características do tipo de átomo que constitui o gás rarefeito através do qual se dá a descarga elétrica e é o que se chama de espectro de emissão desse tipo de átomo.
Se o arranjo experimental representado na Fig.23 for modificado colocando-se como fonte de radiação eletromagnética uma fonte de espectro contínuo, como um sólido incandescente, e, entre essa fonte e o prisma, uma ampola com o gás monoatômico a ser estudado, a chapa fotográfica registra um conjunto discreto de raias escuras. Esse conjunto de raias escuras ou o conjunto das radiações monocromáticas que estão faltando no espectro contínuo original porque foram absorvidas pelo gás monoatômico é o que se chama de espectro de absorção do tipo de átomo que constitui tal gás.
Cada tipo de átomo tem um espectro que lhe é característico e quanto mais complexo o átomo, mais complicado é o seu espectro. Os comprimentos de onda correspondentes às radiações eletromagnéticas monocromáticas associadas às raias do espectro do hidrogênio, por exemplo, podem ser calculados pela fórmula:
1 / 
= RH [ 1 / n12 - 1 / n22 ]
onde n1 e n2 são números inteiros positivos com n2 > n1 e RH, a constante de Rydberg para o hidrogênio:
RH = 1,097 x 107 m-1
Se n1 = 1 e n2 = 2, 3, 4, ... as correspondentes raias constituem a série de Lyman e as correspondentes radiações se situam na parte do violeta do espectro eletromagnético. Se n1 = 2 e n2 = 3, 4, 5, ... as correspondentes raias constituem a série de Balmer e as correspondentes radiações se situam na parte do visível e do ultravioleta próximo do espectro eletromagnético. Etc.
Os comprimentos de onda correspondentes às radiações eletromagnéticas monocromáticas associadas às raias do espectro de qualquer outro tipo de átomo podem ser calculados pela mesma fórmula, desde que se tome o valor da constante de Rydberg apropriado ao tipo de átomo em questão.
O modelo atômico de Bohr explica a fórmula acima. Segundo esse modelo, quando o elétron do átomo de hidrogênio passa do estado estacionário caracterizado pelo número quântico n2 para o estado estacionário caracterizado pelo número quântico n1, com n2> n1, existe a emissão de radiação eletromagnética cuja freqüência é dada por:
n = ( En2 - En1 ) / h
Como n
= c e, pelo modelo de Bohr:
En = - e2 / 80Rn
e
Rn = [ 0h2
/ me2
] n2
vem:
1 /
= n / c = ( En2 - En1 ) / hc = ( me4 / 802h3c
) [ 1 / n12 - 1 / n22 ]
A constante de Rydberg para o hidrogênio, portanto, é dada pela expressão:
RH = ( me4 / 802h3c
)
Com os valores m = 9,11 x 10-31 kg, e = 1,60 x 10-19
C, 0
= 8,85 x10-12 F/m, h = 6,63 x 10 Js e c = 3,00 x 108
m/s, segue-se que:
RH = 1,09 x 107 m-1
confirmando o valor dado acima (até a segunda casa decimal).
As substâncias se apresentam, normalmente, nos estados sólido, líquido ou gasoso. Para uma substância no estado gasoso, a distância média de separação entre as partículas (moléculas ou átomos) é grande comparada aos seus diâmetros, de modo que a interação entre elas pode ser ignorada. Contudo, a temperaturas e pressões usuais, muitas substâncias estão nos estados líquido e sólido e a interação entre as correspondentes partículas não pode mais ser ignorada. Nestes casos, a distância de separação entre as partículas é da ordem de grandeza dos seus diâmetros e a intensidade das forças que as mantêm juntas é da ordem de grandeza da intensidade das forças que ligam os átomos para formar moléculas. Nos sólidos, os átomos (ou moléculas) podem ou não existir como entidades isoladas mas, de qualquer modo, suas propriedades são modificadas pelos átomos (ou moléculas) das proximidades. Por exemplo, os níveis de energia dos elétrons mais exteriores de um átomo (ou de uma molécula) são distorcidos pelos átomos (ou moléculas) da vizinhança.
Nos sólidos cristalinos, os átomos (ou moléculas) ocupam posições regularmente distribuídas no espaço, constituindo uma rede regular chamada rede cristalina. A configuração regular pode alcançar distâncias muito grandes. Nos sólidos não cristalinos (amorfos), como o concreto, o asfalto, o vidro, a cera e o plástico, a configuração regular prevalece apenas nas vizinhanças dos átomos ou moléculas individuais e, sobre distâncias maiores, prevalece a desordem.
Uma base para classificar os sólidos cristalinos é a natureza das forças que mantém unidos os átomos (ou moléculas) no ordenamento da rede cristalina. A energia de coesão dos átomos (ou moléculas) num cristal depende das forças de ligação dominantes entre esses átomos (ou moléculas). O mesmo esquema de classificação que é apropriado às ligações moleculares é também útil para os sólidos. Entretanto, uma nova categoria é necessária, a ligação metálica. Esse mecanismo, efetivo para a ligação de átomos em metais como o sódio, o cobre, a prata e outros, nas fases sólida e líquida, não produz complexos moleculares na fase gasosa. Os sólidos cristalinos podem ser iônicos, covalentes, moleculares ou metálicos.
Nos sólidos iônicos, a rede está formada por íons alternadamente positivos e negativos, resultantes da transferência de um elétron (ou mais) de um tipo de átomo para o outro. A estabilidade da rede cristalina é mantida pela atração eletrostática entre os íons presentes, tais como os íons Na + e Cl - na molécula NaCl (cloreto de sódio, o sal de cozinha comum (Fig.25)) e os íons Li + e F - na molécula LiF (fluoreto de lítio). Como esses sólidos não têm elétrons livres, a sua condutividade elétrica é muito baixa (são isolantes). Mas, se uma quantidade apropriada de energia é fornecida a um sólido iônico de modo que ele se transforme num líquido, ele se torna um bom condutor de eletricidade. Os sólidos iônicos são geralmente duros, frágeis e têm um elevado ponto de fusão devido às forças eletrostáticas relativamente intensas entre os íons. Alguns cristais iônicos absorvem radiação eletromagnética com comprimentos de onda na região dos maiores comprimentos de onda do infravermelho, já que a energia necessária para produzir vibrações na rede cristalina é menor que cerca de 1 eV. A energia para produzir tais vibrações é, em geral, mais baixa para os cristais iônicos do que para os covalentes, em virtude da energia de ligação ser relativamente mais baixa.
Nos sólidos covalentes não existe transferência de carga entre os átomos para formar íons, como no caso dos cristais iônicos, mas um compartilhamento de pares de elétrons de valência entre os átomos. A estrutura cristalina de um sólido covalente fica definida pela direcionalidade da ligação covalente. Por exemplo, os átomos tetravalentes do carbono, germânio e silício formam ligações covalentes nas combinações moleculares. Cada um desses átomos tem quatro elétrons na camada eletrônica mais externa, ou seja, tem quatro elétrons de valência, cujos orbitais são orbitais híbridos s-p3. No sólido cristalino correspondente, cada átomo forma ligações covalentes com os quatro átomos mais próximos, ficando no centro de um tetraedro regular, com quatro átomos semelhantes nos vértices (Fig.26). Assim, quatro ligações covalentes idênticas podem ser formadas, com cada átomo contribuindo com um elétron a cada uma dessas ligações. Nesse tipo de estrutura, organizada por ligações covalentes, cada elétron está fortemente ligado, de modo que não existem elétrons livres para participar de qualquer processo de condução e os sólidos covalentes têm uma condutividade elétrica muito baixa (são isolantes). Além disso, são extremamente duros e difíceis de deformar. Por outro lado, são necessárias energias relativamente altas, da ordem de alguns elétron-volts, para produzir vibrações na rede cristalina, e como as energias dos fótons associados à região do visível no espectro eletromagnético estão entre 1,8 e 3,1 eV, muitos sólidos covalentes são incolores (transparentes).
Nos sólidos moleculares constituídos por moléculas apolares, os elétrons se encontram emparelhados e não podem formar ligações covalentes. As moléculas conservam a sua individualidade mas estão ligadas pelas forças de Van der Waals, as mesmas que existem entre as moléculas de um gás ou de um líquido. As forças de Van der Waals são bastante fracas e são derivadas da interação entre dipolos elétricos. Pelo movimento dos elétrons ao redor dos núcleos numa molécula apolar pode acontecer que, por um breve instante, a distribuição de carga seja tal que parte da molécula fique positiva e parte negativa. Enquanto está polarizada, esta molécula induz em outra molécula de sua vizinhança uma distribuição de carga semelhante e as duas se atraem. No instante seguinte, as moléculas voltam às configurações originais e não mais se atraem. Isto se repete aleatoriamente com todos os pares de moléculas do sólido. Os gases nobres, gases comuns como o oxigênio e o hidrogênio e muitos compostos orgânicos formam sólidos moleculares desse tipo. Em alguns sólidos moleculares as moléculas são polares, como no caso do gelo, por exemplo. As moléculas de água são polares porque, em cada uma delas, o átomo de oxigênio atrai mais para perto de si os elétrons que constituem as ligações covalentes com os átomos de hidrogênio. Então, a parte de uma molécula correspondente ao átomo de oxigênio é negativa e as partes correspondentes aos átomos de hidrogênio, positivas. A ligação entre as moléculas, chamada ligação hidrogênica, se dá pela atração eletrostática entre a parte negativa de uma molécula e a positiva de outra. Os sólidos moleculares têm uma condutividade elétrica muito baixa (são isolantes).
Um sólido metálico é formado a partir de átomos com alguns elétrons fracamente ligados nas camadas mais externas, elétrons esses que passam a se mover por todo o sólido quando de sua formação. Assim, um sólido metálico é constituído por uma rede ordenada de íons positivos que são mantidos juntos por uma espécie de gás de elétrons livres. A mobilidade dos elétrons de valência que constituem esse gás de elétrons livres é que torna os metais bons condutores de eletricidade.
Um átomo qualquer pode ser pensado como constituído pelos elétrons mais externos (de valência) ligados mais ou menos fracamente ao íon positivo correspondente ao átomo considerado sem esses elétrons. Quando um grande número de átomos se agrupam para formar um sólido macroscópico, os elétrons de valência, perturbados pelos átomos vizinhos, se tornam mais ou menos livres para se mover pelo sólido inteiro. Se os níveis de energia são bem espaçados num átomo isolado, no sólido, esses níveis passam a formar bandas de energia, isto é, conjuntos de um número muito grande de níveis de energia muito pouco espaçados.
E se o princípio de exclusão de Pauli limita o número de elétrons que podem ocupar certo nível de energia num átomo isolado, da mesma forma ele limita o número de elétrons que podem ocupar cada banda de energia no sólido macroscópico. Entre uma banda e outra não existem níveis de energia possíveis de serem preenchidos pelos elétrons e se diz que aí existe uma banda proibida.
Como os níveis atômicos s e p podem conter, respectivamente, 2 e 6 elétrons, num sólido macroscópico constituído de N átomos, as correspondentes bandas de energia s e p podem conter, respectivamente, até 2N e 6N elétrons. O átomo de sódio, por exemplo, tem a configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s1, de modo que as bandas 1s, 2s e 2p estão completas, ou seja, existem, respectivamente, 2N, 2N e 6N elétrons ocupando todos os seus níveis de energia.
De acordo com o princípio de exclusão de Pauli, não é possível que outros elétrons ocupem qualquer estado dessas bandas. A banda mais elevada, a 3s, está apenas com metade de seus níveis de energia preenchidos. Como os elétrons que preenchem esses níveis, e que formam a ligação metálica, são os correspondentes elétrons de valência nos átomos isolados, esta banda é chamada banda de valência. Na verdade, a situação do sódio é um pouco mais complicada porque a banda superior 3p, completamente vazia, se superpõe à banda 3s (Fig.27). Se a temperatura do sólido é T = 0 K, os N elétrons da banda 3s ocupam os seus níveis mais baixos.
Se T 0 K, existem níveis superiores ocupados por elétrons excitados por frações da energia interna do sólido macroscópico e níveis inferiores, de onde provieram tais elétrons, desocupados. Quanto maior a temperatura, mais níveis superiores estarão ocupados e mais níveis inferiores, desocupados. Se o sólido em questão é colocado numa região de campo elétrico, mesmo que relativamente pouco intenso, os elétrons desta banda podem ser acelerados e, portanto, absorver energia e ocupar níveis de energia vazios mais altos. Estes elétrons são, portanto, elétrons de condução, ou seja, elétrons que constituem a corrente elétrica. Esta banda é, então, também chamada banda de condução e o sólido é condutor de eletricidade.
O cloreto de sódio (NaCl) é um isolante para campos elétricos não muito intensos. O número atômico do cloro é 17 e sua configuração eletrônica é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. O átomo de sódio tem a configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s1. O sólido macroscópico de NaCl é formado pelos íons Na+ e Cl- . Quando se formam tais íons, a energia do nível 3s do sódio fica mais alta porque o átomo tem que absorver energia para liberar o elétron 3s1 e a energia do nível 3p do cloro fica mais baixa porque o átomo libera energia ao absorver tal elétron.
Se a temperatura do sólido macroscópico constituído de N moléculas de NaCl é T = 0 K, ele tem uma banda 3p cujos 6N níveis de energia estão completamente preenchidos pelos 5N elétrons do cloro e N elétrons do sódio e uma banda superior 3s cujos níveis de energia estão completamente vazios, e se a temperatura do sólido em questão é a temperatura ambiente, como kT 0,026 eV para T = 300 K, pode existir um número muito pequeno de elétrons excitados da banda 3p para a banda 3s por frações da energia interna do sólido. Então, como a lacuna de energia (banda proibida) entre as duas bandas é de cerca de 10 eV, e como um campo elétrico não muito intenso aplicado a uma amostra de NaCl não é suficiente para excitar elétrons da banda 3p para a banda 3s, apenas os muito poucos elétrons que já estão na banda 3s podem ser acelerados por efeito desse campo e esses não chegam a constituir uma corrente elétrica. Assim, o NaCl é um isolante à temperatura ambiente.
Semicondutores são substâncias cuja condutividade elétrica, ao contrário do que ocorre com os condutores normais, aumenta com a temperatura. Assim, são condutores nas temperaturas usuais e isolantes nas baixas temperaturas. Além do germânio, do silício e de alguns outros elementos, são semicondutores uma grande quantidade de substâncias entre as quais se destacam os compostos binários constituídos por átomos de grupos diferentes da tabela periódica como, por exemplo, GaAs, AlSb e InSb.
Semicondutores intrínsecos são substâncias puras, sem qualquer tipo de impureza, e que, a T = 0 K, têm uma banda proibida de largura menor que 3 eV entre a banda de valência, com todos os níveis ocupados, e a banda de condução, com todos os níveis desocupados. Nessa temperatura, comportam-se como isolantes. O silício e o germânio, por exemplo, são semicondutores intrínsecos com uma banda proibida de 1,1 eV e 0,7 eV, respectivamente. Para T 0 K, existem níveis de energia na banda de condução ocupados por elétrons excitados por frações da energia interna e níveis de energia na banda de valência, de onde provieram esses elétrons, desocupados. Quanto maior a temperatura, mais níveis na banda de condução estão ocupados e mais níveis na banda de valência estão desocupados. Na presença de um campo elétrico, a corrente elétrica resultante tem uma contribuição devida aos elétrons da banda de condução e outra, devida aos elétrons da banda de valência. Para cada elétron na banda de condução existe um nível de energia vazio (uma lacuna) na banda de valência, de modo que, sob o efeito do campo elétrico, os elétrons dessa banda podem ser excitados para níveis de energia vazios dela mesma, deixando os níveis de energia originais vazios. Esta contribuição para a corrente elétrica pode ser descrita como o movimento das lacunas no sentido do campo elétrico (e no sentido contrário ao dos elétrons). As lacunas atuam, assim, como se tivessem carga elétrica positiva. Como a largura da banda proibida é pequena nos semicondutores, o aumento da condutividade devido ao aumento da temperatura é muito maior do que nos isolantes usuais.
A condutividade de um material semicondutor pode ser aumentada por diversas ordens de grandeza pela adição de quantidades muito pequenas de certas substâncias chamadas impurezas. Esse procedimento é chamado dopagem e os semicondutores resultantes são chamados de semicondutores extrínsecos. E conforme o tipo de dopagem, esses semicondutores podem ser do tipo n e do tipo p.
Um átomo de silício tem a configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2, e um átomo de germânio tem a configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p2, ou seja, ambos têm quatro elétrons de valência. Num sólido macroscópico puro, cada átomo fica ligado a outros quatro por ligações covalentes. Um átomo de arsênio, cuja configuração eletrônica é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3, tem cinco elétrons de valência. Se uma amostra de silício (ou de germânio) é dopada com um pequeno teor de arsênio, de maneira que alguns átomos de arsênio substituem alguns átomos de silício (ou de germânio) na rede cristalina, quatro elétrons de valência de cada átomo de arsênio participam de ligações covalentes com os quatro átomos de silício (ou de germânio) vizinhos enquanto que o quinto elétron de valência fica apenas levemente ligado ao seu átomo original e ocupa, assim, algum nível de energia um pouco abaixo da banda de condução do sólido (Fig.28(a)). Estes níveis de energia são chamados níveis doadores, já que os elétrons que os ocupam podem ser facilmente excitados para níveis da banda de condução por frações da energia interna do sólido. O semicondutor extrínseco em questão é chamado semicondutor tipo n (n de negativo, por causa do sinal dos portadores de corrente elétrica). Além do arsênio, podem atuar como impurezas doadoras outros átomos de elementos do grupo V da tabela periódica, que têm cinco elétrons de valência.
Um átomo de gálio, cuja configuração eletrônica é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p1, tem três elétrons de valência. Se uma amostra de silício (ou de germânio) é dopada com um pequeno teor de gálio, os três elétrons de valência de cada átomo de gálio participam de ligações covalentes com três dos quatro átomos de silício (ou de germânio) vizinhos. Correspondentemente ao quarto elétron de valência de cada átomo de silício (ou de germânio) existem níveis de energia um pouco acima da banda de valência (Fig.28(b)). Como os átomos de silício (ou de germânio) nessa situação aceitam elétrons da banda de valência excitados por frações da energia interna do sólido para completar a quarta ligação covalente, de modo que existem lacunas nessa banda, esses níveis são chamados níveis aceitadores, e o semicondutor extrínseco em questão é chamado semicondutor tipo p (p de positivo, por causa sinal dos portadores de corrente elétrica). Além do gálio, podem ser impurezas receptoras outros átomos de elementos do grupo III da tabela periódica, que têm três elétrons de valência.
De um modo geral, quando os elétrons de um sólido são excitados por absorção de radiação eletromagnética ou por outro processo qualquer, eles não permanecem por muito tempo nos respectivos níveis mais altos, decaindo por vários processos competitivos. Se o processo de decaimento mais provável envolve a emissão de radiação eletromagnética na região visível do espectro, dizemos que existe luminescência. Nos sólidos, a luminescência está ligada às impurezas e aos defeitos da estrutura cristalina. Quando um elétron da banda de valência é transferido para a banda de condução, deixa naquela uma lacuna, ou seja, um nível incompleto (Fig.29(a)). Se a estrutura cristalina do sólido em questão não contém defeitos nem impurezas, o elétron volta à banda de valência com a emissão de radiação eletromagnética com uma energia muito alta para ficar na região visível do espectro. Se a rede contiver algumas impurezas que originem níveis de energia entre as bandas de valência e de condução, um elétron de um nível de energia de impureza inferior pode preencher a lacuna na banda de valência e um elétron da banda de condução pode preencher um dos níveis de energia de impureza superiores (Fig.29(b)), com a emissão, nos dois casos, de radiação eletromagnética com energia muito baixa para ficar na região visível do espectro. Um elétron pode passar de um nível de energia de impureza superior para um nível de energia de impureza inferior que esteja vazio, com a emissão de radiação eletromagnética com energia que a situe na região visível do espectro, e isso é o que constitui a luminescência (Fig.29(c)).
Em certos casos, em vez de passar pelo processo ilustrado na Fig.29(b), o elétron da banda de condução pode passar para um nível de energia chamado armadilha (Fig.30), do qual ele não pode passar ao nível de energia de impureza mais baixo por uma transição radioativa sem violar um ou outro princípio de conservação. O elétron se encontra, então, num estado metaestável, e permanece nesse estado por um tempo que pode ser de muitos segundos (muito grande para a escala atômica), até que algum processo o faça regressar à banda de condução. Então, ele pode passar pelas etapas descritas acima. O processo como um todo se chama fosforescência porque o sólido permanece brilhando muitos segundos após o término da excitação. Um exemplo de substância onde ocorre fosforescência é o sulfato de zinco. Substâncias fosforescentes são usados em tubos de televisão e em detetores de partículas elementares.
Fonte: www.ufsm.br
