Physik Organischer Halbleiter:

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1 Physik Organischer albleiter: Opto- und Mikroelektronik, Photovoltaik, Sensorik Vladimir Dyakonov Experimental Physics VI, Julius-Maximilians-University of Würzburg und Bayerisches Zentrum für Angewandte Energieforschung e.v. (ZAE Bayern)

2 Inhalte Einführung und Motivation 1. Elektronische Struktur: von Atomorbitalen zu Molekülorbitalen 2. Spezialbeispiel: Polyacethylen 3. Ladungsträger in organischen albleiter 4. Optische Eigenschaften 5. Grundlagen des Ladungstransports 6. Metall-albleiter Kontakt, Injektion von Ladungsträger 7. Bauelementtechnologie 8. Leuchtdioden (OLED) 9. Solarzellen (OSZ) 10. Andere Anwendungen: Transistoren (OFET), organische Laser, Sensoren 11. Zusammenfassung: Vergleich organischer und anorganischer albleiter 2

3 Allgemeine Anmerkungen Übungen Do. 13:45-14:30 sind für die Übungen vorgesehen Folien zur Vorlesung sind unter: zu finden. 3

4 Allgemeine Anmerkungen Literatur M. Schwoerer,. C. Wolf, Organische Molekulare Festkörper, WILEY-VC, Weinheim, 2005 agen Klauk (Ed.), Organic Electronics: Materials, Manufacturing and Applications, Wiley-VC, Winheim, 2006 M. Pope, C. E. Swenberg, Electronic Processes in Organic Crystals and Polymers, Oxford University Press, New York, 1999 J. Simon and J.-J. Andre, Molecular Semiconductors, Springer Verlag, Berlin, eidelberg, New York, Tokyo 1985 Physik Journal, Schwerpunkt Organische Elektronik, Mai 2008 (erhältlich beim Veranstalter) 4

5 Allgemeine Anmerkungen In dieser VL werden physikalischen Eigenschaften von organischen albleitern und ihre zukunftsträchtigen, multimediafähigen Anwendungen vorgestellt Wir werden uns mit ELEKTRONISCEN PROZESSEN in organischen Systemen beschäftigen, nicht mit IONISCEN 90% alle Stoffe sind organisch, d.h. enthalten Kohlenstoff, aber nicht alle sind albleiter Konjugierte Systeme, oder aromatische Kohlenwasserstoffe, sind für uns interessant 5

6 Einführung Was hält Atome in Polymeren und Molekülen zusammen? Chemische Bindung 1. Die ionische Bindung 2. Die kovalente Bindung (reine QM nach eitler-london) 3. Van-der-Waals-Bindung: Elektrostatische Dipol-Dipol Wechselwirkung (induziert oder permanent) 4. Metallische Bindung: kovalent, aber Bindungselektronen über gesamten Kristall verteilt (delokalisiert) 5. Wasserstoffbrückenbindung 6

7 Einführung 1. Ionische Bindung heteropolar, klassisch zu verstehen Molekül aus Ionen (geladenen Atomen) Atome mit 1 oder 2 Elektronen zu viel oder zu wenig als Edelgas-Konfiguration Ionisation energetisch günstig positive und negative Ionen ziehen sich an (Coulomb-Kräfte) => chemische Bindung! Bei kleinem Abstand: großer Überlapp der Elektronen-Orbitale => Pauli-Abstoßung Doch nicht ganz klassisch... 7

8 Einführung 2. Kovalente Bindung homöopolare Bindung zwischen neutralen Atomen durch Austausch gemeinsamer Elektronen Umordnung der Dichteverteilung zwischen den Kernen Bindungsenergie nur quantenmechanisch zu verstehen großer Einfluss von Pauli-Prinzip und Austausch es existieren Mischformen kovalent-ionisch: schwach ionischer Charakter Atome nicht vollständig ionisiert Beispiel: 2 -Molekül 8

9 Einführung ung neutraler Atome und... W. eitler and F. London: Wechselwirkung neutraler Atome und Kovalente Bindung (eitler-london) W. eitler F. London F. London "Wechselwirkung neutraler Atome und homöopolare Bindung nach der Quantenmechanik", W. eitler and Zeitschrift F. London, für Physik, "Wechselwirkung 44, neutraler (1927). Atome und homöopolare B on, "Wechselwirkung nach neutraler der Quantenmechanik", Atome und homöopolare Bindung hanik", Zeitschrift für Physik, 44, (1927). 9 4, (1927).

10 Einführung eitler and F. London: Wechselwirkung neutraler Atome und... "Wechselwirkung neutraler Atome und homöopolare Bindung nach der Quantenmechanik", Zeitschrift für Physik, 44, (1927). 10

11 Einführung "Wechselwirkung neutraler Atome und homöopolare Bindung nach der Quantenmechanik", Zeitschrift für Physik, 44, (1927). 11

12 Einführung 2. Kovalente Bindung Molekülorbitale konstruieren aus Atomorbitalen im 1s-Grundzustand Gesamtwellenfunktion (Bahnbewegung und Spin) des Elektrons im Grundzustand des -Atoms: Ψ ges =ψ(r) ϕmuss antisymmetrisch bezüglich Vertauschung der beiden Elektronen sein. (Pauli-Prinzip) 12

13 Einführung 3. Van-der-Waals-Bindung Elektrostatische Dipol-Dipol-Wechselwirkung a) permanent wie, z.b. 2O-Molekül b) induziert Elektronen sind nicht fixiert, d.h. es gibt Verteilungsschwankungen temporäres Dipolmoment, zeitlicher Mittelwert = 0 VdW-Bindung ist schwach und kurzreichweitig und fällt mit 1/R 6 ab Bemerkung: VdW-Kräfte = London-Kräfte 13

14 Einführung 4. Metallische Bindung kovalent, aber Bindungselektronen über gesamten Kristall verteilt (delokalisiert, oder frei ) im Feld der Gitterionen können sich die Valenzelektronen quasifrei bewegen (Elektronengas) Elektronengas + Gitter aus positiven Rumpfionen QM liefert die Erklärung für die metallische Bindung Ungefähr ein Elektron pro Atom für alle Metalle ( halbgefülltes Band ) Bemerkung: Elektronengas = Valenzelektronen 14

15 Einführung 5. Wasserstoffbrückenbindung ( sharing of a proton ) Tritt bei mehratomigen Molekülen (z.b. DNA) auf Anziehung zwischen zwei Atomen wird durch ein + -Ion vermittelt Das Proton polarisiert beide Atome = anziehende Kraft; ähnlich wie das Elektron Am häufigsten zwischen 2 Sauerstoffatomen F F F 2 - Molekülion + O O 2 O-Dimer 15

16 Einführung Vergleich Bindung Bindungsenergie Ionenbindung (heteropolare Bindung) -1 ev ev Kovalente Bindung (homöopolare Bindung) -1 ev ev Van der Waals Bindung -0,01 ev.. -0,1 ev Wasserstoffbrückenbindung bis -0,5 ev Metallische Bindung -1eV ev Bindungsenergie ist negativ: bei der Molekülbindung wird diese Bindungsenergie freigesetzt (der stabilste Zustand ist der Zustand mit der minimalsten Energie) Ionenbindung und kovalente Bindung sind nichtreale Grenzfälle der chemischen Bindung (d.h. es gibt keine rein ionische oder rein kovalente Bindung!) 16

17 Motivation Kohlenstoff Kohlenstoff hat 4 Valenzelektronen: C C Diamant Graphit Zwei Formen der räumlichen Anordnung von kovalenten Bindungen! 17

18 Motivation Diamant Vier Bindungen Isolator transparent extrem hart teuer 18

19 Motivation Diamant Vier Bindungen 19

20 Motivation Polyethylen Vier Bindungen + je zwei Wasserstoff Atome Isolator transparent thermoplastisch billig klassisches Plastik 20

21 Motivation Graphit Drei Bindungen + ein freies Elektron elektrischer Leiter grau-metallisch schmierend Bleistift 21

22 Motivation Graphit Drei Bindungen + ein freies Elektron 22

23 Motivation Polyacethylen Drei Bindungen + ein freies Elektron + je ein Wasserstoff albleiter silbern-metallisch Polymer (Kunststoff) Nobel-Preis 23

24 Motivation Neue Materialklasse Nobel-Preis für Chemie 2000 "for the discovery and development of conductive polymers" für die Entdeckung und die Entwicklung leitfähiger Polymere Alan J. eeger Alan G. MacDiarmid ideki Shirakawa 1/3 of the prize 1/3 of the prize 1/3 of the prize USA University of California Santa Barbara, CA, USA USA and New Zealand University of Pennsylvania Philadelphia, PA, USA Japan University of Tsukuba Tokyo, Japan b b (in Masterton, New Zealand) b

25 Zurück zum Graphit 0.67 nm Professor Dr. Vladimir Dyakonov, Experimentelle Physik VI

26 Graphit diamond graphite GRAPENE nanotubes fullerenes Lücke zwischen Graphit und Nanorohr Professor Dr. Vladimir Dyakonov, Experimentelle Physik VI

27 Nobelpreis für Physik 2010 "for groundbreaking experiments regarding the two-dimensional material graphene" A. Geim K. Novoselov Professor Dr. Vladimir Dyakonov, Experimentelle Physik VI

28 Nobelpreis für Physik Tesafilm lösen Professor Dr. Vladimir Dyakonov, Experimentelle Physik VI

29 Graphene Superlatives Professor Dr. Vladimir Dyakonov, Experimentelle Physik VI

30 Einführung Lehrbuch: K. Seeger, 4. Auflage, Springer-Verlag Some aromatic hydrocarbons were found to be semiconductors. No practical application has as yet been found for organic semiconductors. Raising the conductivity in these compounds by heating is limited by thermal decomposition but in some polymers it can be raised by doping up to metallic conductivity values of both n- and p-type. Ziel dieser Vorlesung ist das Gegenteil zu beweisen... 30

31 Inhalte das nächste Mal Einführung und Motivation 1. Elektronische Struktur: von Atomorbitalen zu Molekülorbitalen 2. Spezialbeispiel: Polyacethylen 3. Ladungsträger in organischen albleiter 4. Optische Eigenschaften 5. Grundlagen des Ladungstransports 6. Metall-albleiter Kontakt, Injektion von Ladungsträger 7. Bauelementtechnologie 8. Leuchtdioden (OLED) 9. Solarzellen (OSZ) 10. Andere Anwendungen: Transistoren (OFET), organische Laser, Sensoren 11. Zusammenfassung: Vergleich organischer und anorganischer albleiter 31