ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
МАТЕРИАЛОВ ИЗДЕЛИЙ
ЭЛЕКТРОННОЙ ТЕХНИКИ
ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ
для студентов 3-го курса БГУИР
специальности 1-39 02 01 Моделирование и компьютерное
проектирование радиоэлектронных средств
Минск 2015
УДК 544 (075.8)
С о с т а в и т е л и
Соловей Н.П.
Физическая химия материалов изделий электронной техники: лаб. практикум для студентов 3-го курса БГУИР специальности 1-39 02 01 Моделирование и компьютерное проектирование радиоэлектронных средств / Н.П. Соловей. – Минск: БГУИР, 2015. – 65 с.
Содержит краткие теоретические сведения, методику эксперимента, контрольные вопросы для самостоятельного решения, справочные данные, литературу, требования к составлению отчета.
В конце каждого опыта приведены контрольные вопросы, включающие теоретические вопросы и практические задачи, решение которых способствует более глубокому пониманию результатов эксперимента и закреплению теоретического материала.
Предназначен для студентов дневной, вечерней и заочной форм обучения.
|
|
УО «Белорусский государственный университет информатики и радиоэлектроники»
Содержание
Общие требования к составлению отчета по лабораторным работам.......... 4
Лабораторная работа № 1
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ................................................... 6
Лабораторная работа № 2
ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА КОНСТРУКЦИОННЫХ МАТЕРИАЛОВ.. 16
Лабораторная работа № 3
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ГЕРМАНИЯ И КРЕМНИЯ,
ПОЛИРУЮЩЕЕ И СЕЛЕКТИВНОЕ ТРАВЛЕНИЕ................................... 26
Лабораторная работа № 4
ФАЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ, ПОСТРОЕНИЕ ДИАГРАММ
ПЛАВКОСТИ БИНАРНЫХ СИСТЕМ......................................................... 39
Лабораторная работа № 5
ЗАКОН РАСПРЕДЕЛЕНИЯ НЕРНСТА – ШИЛОВА.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОЭФФИЦИЕНТА РАСПРЕДЕЛЕНИЯ........................ 48
Лабораторная работа № 6
МЕХАНИЗМ РАЗРУШЕНИЯ МЕТАЛЛОВ ПОД ДЕЙСТВИЕМ
ОКРУЖАЮЩЕЙ СРЕДЫ, МЕТОДЫ ЗАЩИТЫ........................................ 56
ПРИЛОЖЕНИЕ.............................................................................................. 65
Общие требования к составлению отчета по лабораторным
работам
Отчет оформляется студентом индивидуально на листах формата А- 4 с одной стороны листа. Он должен быть составлен аккуратно, грамотно, с последовательным изложением материала без недопустимых сокращений с оформлением титульного листа, на котором должно быть указано название лабораторной работы, фамилия, имя, отчество студента, выполнившего лабораторную работу, курс, специальность.
Отчет оформляется по следующей схеме.
|
|
Цель работы (приводится для каждой лабораторной работы).
Экспериментальная часть
1. Название опыта (из методического пособия)
1.1. Ход и данные опыта, или ход опыта и результаты наблюдений (для качественного опыта).
Из приведенного в пособии порядка выполнения опыта необходимо выбрать краткую информацию, отражающую:
– методику и условия проведения эксперимента;
– используемые измерительные приборы, установки и их схемы;
– основные этапы проведения опыта.
Исходные и опытные данные оформляются или в виде таблиц, которые нумеруются и подписываются (напр. «Табл.1 и подпись), или в виде краткого описания наблюдаемого внешнего признака реакции (изменение окраски, выделения газа, выпадения осадка).
1.2. Расчет и анализ данных, или анализ результатов наблюдений (для качественного опыта)
Приводятся расчетные формулы и уравнения, их названия, необходимые преобразования. Численные значения всех величин подставляются в уравнения с учетом их размерностей. Математические формулы, уравнения реакций записываются посередине строки с интервалом от текстовой части. Графики выполняются на миллиметровой бумаге, нумеруются и подписываются (например «Рис. 1» и т.д.), размер их составляет одну треть страницы. Оси координат должны быть подписаны, масштаб выбирают таким образом, чтобы кривая занимала почти все поле координат.
При анализе результатов следует:
– установить причину и характер наблюдаемых зависимостей, используя теоретический материал;
– дать исчерпывающие ответы на все поставленные в опыте вопросы.
Выводы
Вывод должен быть кратким и научным; приводится по каждому опыту как обобщенное сообщение, исходя из анализа полученных результатов (например, установлено…, показано… и т. д.).
Ответы на контрольные вопросы
Вопросы или условия задач приводятся полностью. Ответы и решения задач должны быть полными и исчерпывающими.
К защите лабораторной работы допускаются студенты, выполнившие ее и оформившие отчет в соответствии с требованиями. Запрещается переписывание отдельных разделов лабораторного практикума в отчет.
Лабораторная работа № 1
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
Цель работы: на конкретных примерах изучить характер взаимодействия металлов (различных по активности) со сложными окислителями.
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Химические свойства металлов весьма разнообразны, однако общим для них является то, что они всегда бывают восстановителями – участие их в реакциях сопровождается окислением (отдачей электронов) и образованием положительных ионов
Ме – пе = Ме п+
В то же время каждый из металлов, в зависимости от особенностей строения его атома, проявляет свои индивидуальные свойства, которые обусловлены различной величиной энергии ионизации, прочностью кристаллической решетки, характером среды и особенностями взаимодействия со средой. Так как большинство физико-химических процессов протекают в водных растворах или в атмосферных условиях, то для оценки химической активности металлов при стандартных условиях можно использовать электрохимический ряд активности (прил., табл. П.1), т.е. значения электродных потенциалов φ0Men+/Me.
Численное значение электродных потенциалов определяется алгебраической суммой трех энергетических характеристик: энергии ионизации (∆Нион. > 0), энергии разрушения кристаллической решетки (∆Нразр. > 0) и энергии гидратации (∆Нгид. < 0). Из ряда активности следует:
1) чем меньше значение электродного потенциала, тем активнее металл. Для активных металлов (Mg, Cr, Fe, Cd и др.) он отрицателен, для малоактивных металлов (Cu, Ag, Hg и др.) – положителен;
2) каждый металл этого ряда вытесняет все последующие за ним металлы из растворов их солей;
|
|
3) металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют его из разбавленных кислот, а стоящие после водорода не вытесняют его из разбавленных кислот.
Металлические конструкции постоянно контактируют с воздухом, в котором активными компонентами являются О2, Cl2, Н2О и т.д.
С кислородом воздуха взаимодействуют почти все металлы, за исключением благородных, причем щелочные и щелочноземельные – очень активно. Другие металлы, хотя и взаимодействуют менее активно, однако окисление их всегда термодинамически выгодно, так как сопровождается уменьшением свободной энергии Гиббса (∆G < 0). Образующиеся при этом оксиды во многих случаях (например, как на алюминии, титане, хроме) повышают химическую устойчивость изделий из металла. Так, эластичные и плотные пленки Al2O3 и TiO2 предохраняют металлы от контакта с воздухом и обеспечивают им высокую химическую пассивность. Однако пленка Al2O3 не защищает металл от действия разбавленных кислот и щелочей:
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O;
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4].
Железо (φ0Fe2+/Fe = –0,44 В), являясь основным конструкционным материалом, устойчив в сухом воздухе, во влажном воздухе железо, наоборот, быстро ржавеет, т.е. покрывается бурым налетом гидратированного оксида железа (111)
2Fe + 3/2 O2 + nH2O = Fe2O3·nH2O.
бурая ржавчина
Большинство металлов непосредственно взаимодействует с хлором, образуя растворимые хлориды. С водородом активно взаимодействуют только s- металлы I и II групп, образуя солеподобные гидриды с ионным характером связи.
При взаимодействии d-металлов IV – VIII групп с N2, B, C, Si образуются нитриды, бориды, карбиды, силициды, обладающие высокой твердостью, тугоплавкостью, жаростойкостью.
В реальных условиях водная среда из-за природных физико-химических процессов отличается от нейтральной среды и становится либо щелочной, либо кислотной. Поэтому при оценке химической устойчивости металлических конструкций необходимо учитывать взаимодействие металлов с Н2О, растворами кислот и щелочей (сложные окислители).
|
|
С водой взаимодействуют те металлы, электродный потенциал которых φ0Men+/Me меньше минус 0,41 В (в ряду активности расположены до кадмия включительно). Взаимодействие происходит по схеме:
Ме + Н2О → МеОН + 1/2Н2.
Менее активные металлы вступают в реакцию с водой при нагревании, образуя гидроксиды или оксиды:
Ме + Н2О → МеО + Н2.
Металлы Nb, Ta, V, Mn, Ti взаимодействуют с Н2О только в присутствии сильных окислителей (Н2О2).
С разбавленными кислотами (типа HCl, H2SO4) взаимодействуют все металлы, стоящие в ряду активностей до Н2. Окислителем выступают ионы Н+. Так, например, цинк (φ0Zn2+/Zn = – 0,76 В) стоит в ряду активностей до водорода и реагирует с соляной и разбавленной серной кислотами. Продуктами реакций являются соли цинка и выделяющийся водород H2:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2;
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2.
Однако образование в ряде случаев на поверхности металла трудно растворимых соединений приводит практически к полному прекращению реакции. Например, свинец Pb (φ0Pb2+/Pb = – 0,126 В) при взаимодействии с разбавленными H2SO4 и HCl покрывается трудно растворимыми соединениями PbSO4, PbCl2 и взаимодействие прекращается.
Pb + 2HCl = PbCl2¯ + H2;
Pb + H2SO4 = PbSO4¯ + H2.
H2SO4 концентрированная растворяют большинство металлов. Окислителями в них являются ионы SO42–, степень окисления которых зависит от активности металлов:
– малоактивные металлы восстанавливают SO42– до SO2 (газ с запахом серы);
– средней активности и активные металлы восстанавливают SO42– до S (желтоватый оттенок) или H2S (газ с запахом тухлых яиц). Продукты реакции зависят от активности металлов и концентрации кислоты:
3Zn + 4H2SO4(конц.) = 3ZnSO4 + S + 4H2O.
Свинец хорошо растворяется в H2SO4(конц.), образуя хорошо растворимое соединение Pb(НSO4)2.
Металлы Al, Cr, Fe в H2SO4(конц.) пассивируются, т. е. покрываются защитными оксидными пленками Al2O3, Cr2O3, Fe2O3, защищающие металл от воздействия кислоты:
2Cr + 3H2SO4(конц.) = Cr2O3 + 3SO2 + 3H2O.
В HNО3 концентрированной и разбавленной окислителем являются ионы NO3–. С HNО3 концентрированной взаимодействуют почти все металлы, за исключением Al, Cr, Fe, которые в HNO3(конц.) пассивируются (покрываются защитными оксидными пленками). Основной продукт восстановления NO3– – NO2 (бурый газ), иногда – NO, если металл очень активный (щелочной или щелочно-земельный):
Cu+4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O;
2Al + 6HNO3(конц.) = Al2O3 + 6NO2 + 3H2O.
Характер взаимодействия металлов с разбавленной азотной кислотой HNО3(разб.) зависит от активности металла и степени разбавления. Чем активнее металл, тем глубже восстановление ионов NO3–. Малоактивные металлы восстанавливают NO3– до NO (бесцветный газ с резким запахом), средней активности металлы восстанавливают NO3– до N2O или N2 (газ без запаха), активные металлы – до NН3 (аммиак), который в водном растворе с избытком кислоты образует аммонийную соль NH4NO3 (NH4+):
4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 +3H2O.
Свинец (φ0Pb2+/Pb = – 0,126 В) легко растворяется в разбавленной и концентрированной HNО3
3Pb + 8HNО3(разб) = 3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
Олово (φ0Sn2+/Sn = – 0,136 В) проявляет высокую активность при взаимодействии с разбавленными кислотами HCl, H2SO4, HNO3; концентрированная H2SO4(конц.) хорошо растворяет олово; концентрированная HNO3(конц.), напротив, приводит к образованию на поверхности олова белого осадка H2SnO3:
Sn + 4H2SO4(конц.) = Sn(SO4)2 + 2SO2 + 4H2O;
Sn + 4HNO3(конц.) = H2SnO3¯ + 4NO2 + H2O.
Nb, Ta, Mo, W устойчивы к действию минеральных кислот, однако растворяются в горячей смеси HF + HNO3; Pt, Au, Pd растворяются только в царской водке (HNO3 3HCl):
Mo + 8HF + 6HNO3 = Н2[MoF8] + 6NO2 + 6H2O;
Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO + 2H2O.
С растворами щелочей активно взаимодействуют лишь амфотерные металлы (Al, Zn, Be, Sn, Pb и др.). Признаком реакции является выделяющийся водород. Железо устойчиво к действию щелочей.
Al + 3NaOH + 3H2O = Na3[Al(OH)6] + 1,5H2.
V, Nb, Ta, Ti, Mo, W взаимодействуют со щелочами только в присутствии сильных окислителей (Н2О2).
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ