Экспериментальная часть

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 φ⁰_Meⁿ⁺_/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 (φ⁰_Fe²⁺_/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 φ⁰_Meⁿ⁺_/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 (φ⁰_Zn²⁺_/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 (φ⁰_Pb²⁺_/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 SO₄^2–, степень окисления которых зависит от активности металлов:

– малоактивные металлы восстанавливают SO₄^2– до SO₂ (газ с запахом серы);

– средней активности и активные металлы восстанавливают SO₄^2– 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 (φ⁰_Pb²⁺_/Pb = – 0,126 В) легко растворяется в разбавленной и концентрированной HNО₃

 

              3Pb + 8HNО₃(разб) = 3Pb(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

 

    Олово (φ⁰_Sn²⁺_/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