이온결합과 공유결합. 그리고 최외각전자

격자를 형성하게 되는 이온 결합의 대표적인 예가 NaCl이다.

이온 결합에서 본 것처럼 원자들은 상호 작용에 의해 바깥쪽 껍질을 채우려고 하는 경향을 갖는다. 바깥쪽 껍질을 채우려는 또 다른 원자 결합으로서 공유 결합(covalent honding)이 있는데 수소 분자가 그 예이다. 수소 원자는 하나의 전자를 갖고 따라서 가 장 낮은 에너지 껍질을 채우기 위해서는 추가로 1개의 전자가 더 필요하다. 독립된 2개의 수소 원자와 공유 결합에 의해 결합한 수소 분자가 그림에 나타나 있다. 공유 결합에서는 전자가 원자들 간에 서로 공유되어 각 원자의 에너지 껍질이 모두 채워진 것 같은 효과를 보게 된다. Si과 Ge 같은 IV족 원소들도 공유 결합을 하려는 경향을 갖는다. 이 원자들은 4개 의 최외각 전자를 가지므로 바깥쪽 에너지 껍질을 모두 채우기 위해서는 4개의 전자가 필요하다.

 

Si을 예로 들면 각 원자는 4개의 최근접 원자를 갖는데 각 원자들이 1개씩의 전자를 공유하게 된다. 따라서 중앙에 위치한 원자는 결과적으로 바깥쪽 껍질에 8개의 전자를 갖는 효과를 갖게 된다. 그림에는 서로 독립적인 5개의 Si 원자가 각각 4개의 최외각 전자를 갖고 있는 모습이 도시되어 있다. Si이 공유 결합하고 있는 모습은 그림에 나타나 있는데, 가운데 있는 원자는 8개의 공유된 최외각 전자를 갖는다. Si 원자의 공유 결합을 2차원적으로 보여주고 있다. 실제 3차원 구조 에서는 그림에서처럼 원자들이 사면체 구조를 형성한다. 그러나 대부분의 반도체 에 관한 논의에서 이러한 2차원적인 표현이 유용하게 사용된다.

수소와 Si의 공유 결합의 중요한 차이는 수소의 경우 수소 분자가 형성될 때 추가의 공유 결합을 위해 추가의 전자가 필요하지 않다는 것이다. 반면 Si의 경우에는, 바깥쪽에 있는 Si 원자는 항상 추가의 공유 결합이 가능한 최외각 전자를 갖는다. 그러므로 Si의 배열은 각 원자 주위로 4개의 최근접 원자가 배치되고 8개의 전자가 공유되는 형태로 무한히 반복되는 결정을 만들어 낼 수 있다. Si에서 공유 결합을 형성하는 4개의 최근접 원자들은 그림처럼 사면체 구조를 형성하고 이로부터 그림처럼 다이아몬드 구조도 형성된다. 원자 결합과 결정 구조는 서로 매우 밀접한 관련을 갖는 것이다.