Nous commencerons par un rapide examen de la structure interne des cristaux.

Tout au long de ce développement, on aura souvent recours à des figures pour représenter d'une façon analogique les phénomènes qui se produisent dans les semi-conducteurs. Le recours à ces figures est très utile toutes les fois qu'il n'est pas possible de visualiser directement le phénomène à étudier. Même si cette représentation est toujours approximative et ne reproduit pas fidèlement le phénomène, elle peut toutefois, d'une certaine façon et pour un temps donné, représenter du mieux possible les phénomènes connus.

1. - LIENS ENTRE ATOMES :

Toutes les expériences de chimie démontrent que les atomes de corps différents, s'attirent ou se repoussent, lorsqu'ils sont placés à petite distance les uns des autres.

Il faut préciser tout de suite que lorsqu'il s'agit de distance entre atomes, on utilise comme unité de mesure l'angström (symbole Å ) équivalent au dix millionième de millimètre ou le millimicron (symbole mµ) correspondant au millionième de millimètre.

L'attraction qui se manifeste entre les atomes est appelée attraction de VAN DER WAALS ; elle est en général relativement faible et ne commence à s'exercer que lorsque les atomes sont à des distances de quelques angströms (figure 1).

A plus faible distance, lorsque les orbites externes des électrons se touchent, il peut s'établir un lien plus étroit, appelé lien chimique, ou au contraire il peut se produire une force répulsion.

L'attraction de VAN DER WAALS est essentiellement un phénomène de nature électrostatique, dû à la force électrique d'attraction, s'exerçant entre le noyau électriquement positif et les électrons de l'atome voisin, électriquement négatifs.

Le lien chimique et la répulsion sont au contraire dus à la constitution de la dernière couche des électrons, tournant autour du noyau, c'est-à-dire la couche externe. En général, les couches internes des électrons sont stables et ne sont pas concernées par les phénomènes chimiques et électriques.

La couche externe au contraire peut présenter une certaine instabilité, car elle peut perdre ou gagner des électrons ou encore les mettre en commun avec les électrons de la couche externe d'un atome voisin.

Pour expliquer la formation du lien chimique dans certains cas et dans d'autres la répulsion, il faut se référer à un principe physique, connu sous le nom de principe de PAULI.

D'après ce principe, dans chaque orbite électronique placée autour du noyau d'un atome, il ne peut y avoir qu'un électron ayant une énergie déterminée. Cependant, si l'on admet que tous les électrons sont exactement égaux entre eux et, qu'un électron sur son orbite tourne aussi sur lui-même dans un sens ou dans l'autre, on peut modifier l'expression précédente du principe de PAULI et écrire : sur l'orbite d'un noyau, il ne peut tourner plus de deux électrons et ces derniers tournant sur eux-mêmes, doivent tourner en sens inverse l'un de l'autre (principe de PAULI généralisé sur lequel nous nous baserons dans les explications qui suivent).

Nous admettrons ce principe sans le démontrer car il nécessite des connaissances très profondes en physique nucléaire sortant du cadre de cette leçon.

Imaginons maintenant que deux atomes d'hydrogène se rapprochent l'un de l'autre. On peut représenter les atomes de l'hydrogène comme sur la figure 1 ; ils sont constitués d'un noyau et d'un seul électron tournant sur la couche K (figure 2 : atome d'uranium comportant ici, 7 couches sur lesquelles gravitent des électrons ; la couche K dispose de 2 électrons dans cet exemple).

Lorsque les noyaux des deux atomes se trouvent à une distance de quelques angströms (5 Å environ), l'attraction de VAN DER WAALS commence à se manifester.

Si la distance diminue, l'attraction électrostatique augmente et à partir de 0,75 Å, le lien chimique intervient. Ce lien assure l'union stable des deux atomes et détermine ainsi la formation de la molécule d'hydrogène.

Le lien chimique n'est pas uniquement constitué par une forte attraction électrostatique entre le noyau et les électrons, mais aussi par un échange d'énergie entre les atomes, échange se produisant par l'intermédiaire des électrons passant successivement et indifféremment de l'orbite d'un atome à l'orbite d'un autre atome.

Lors du continuel passage des électrons d'un atome à l'autre, il arrive évidemment que sur l'orbite d'un atome d'hydrogène il se trouve deux électrons au lieu d'un.

Cette possibilité est évoquée dans le principe de PAULI généralisé puisque dans chaque orbite on peut trouver deux électrons.

Considérons maintenant un autre cas : imaginons que deux atomes d'hélium se sont rapprochés l'un de l'autre.

Les atomes d'hélium sont constitués d'un noyau et de deux électrons gravitant sur la couche K. Cette couche, c'est-à-dire la couche la plus proche du noyau est constituée d'une seule orbite.

Pour l'hélium, cette couche est complète, car elle comprend deux électrons et ne peut, d'après le principe de PAULI en accueillir d'autres.

Lorsque les noyaux des deux atomes d'hélium se trouvent à une distance de quelques angströms, l'attraction de VAN DER WAALS peut se manifester ; toutefois à une distance plus faible, il se produit une forte répulsion au lieu du lien chimique. Cette répulsion entre les deux atomes d'hélium est due aux interaction de leurs électrons. En effet, nous savons que les électrons ont tous la même charge et qu'ils se repoussent entre eux. D'autre part, il est impossible d'obtenir une répartition stable des électrons autour des deux noyaux comme dans le cas de l'hydrogène, car d'après le principe de PAULI généralisé, l'orbite de chaque atome d'hélium est considérée comme complète.

Nous n'avons jusqu'ici examiné que des atomes simples, ne comportant qu'une seule couche d'électrons, la couche K.

Dans le cas d'atomes à deux ou plusieurs couches (figure 2), il faut non seulement tenir compte du principe de PAULI mais aussi du fait que la stabilité maximale des électrons est obtenue, lorsque la couche externe comprend huit électrons gravitant sur quatre orbites.