Investigation de l’adhérence des hétéro-structures et interfaces dans les composants

Concepts de base et théories de l’adhésion 

Ce chapitre est centré sur la présentation de la problématique de ce travail de thèse. La notion d’adhésion inter-faciale est introduite et définie à l’aide de trois approches. Il s’agit de l’adhésion fondamentale, de l’adhésion thermodynamique et de l’adhésion pratique ou tout simplement l’adhérence. La dynamique du mouillage est détaillée. Les théories d’adhésion sont décrites. La synthèse des méthodes classiques de caractérisation de l’adhérence est mise en place. Enfin, la problématique du sujet est posée au but de comprendre ce phénomène.

Adhésion et Adhérence

Tout d’abord il est important de distinguer les deux aspects de racine étymologique proche: Adhésion et Adhérence. L’adhésion correspond à l’ensemble des interactions physico-chimiques (covalentes, ioniques, Van der Waals, métallique, etc.) présentes à l’interface lorsque deux surfaces sont mises en contact (figure I-1). Cependant, l’adhérence est une grandeur mesurée par des essais mécaniques. Elle correspond à la force macroscopique ou l’énergie nécessaire pour séparer deux objets en contact. L’adhésion et l’adhérence sont donc deux notions différentes mais complémentaires. Figure I-1: Schéma des concepts d’adhésion et d’adhérence I.3 Approches de l’adhésion En générale, trois approches sont utilisées pour expliquer le concept d’adhésion. Il s’agit de l’adhésion fondamentale, de l’adhésion thermodynamique et de l’adhésion pratique.

Adhésion fondamentale

L’adhésion fondamentale ou l’adhésion intrinsèque est définie par la somme de différentes contributions des interactions inter-faciales de nature atomique ou moléculaire entre deux solides mis en contact. Cette grandeur n’est pas mesurable pour des systèmes réels, mais peut être déterminée lorsque le type d’interaction et le nombre de liaisons par unité de surface sont connus. Les forces d’adhésion fondamentale peuvent être de différentes natures, elles peuvent être de type van der Waals, électrostatiques et/ou des forces de liaison chimiques telles qu’illustrées par la figure I-2. Figure I-2: Grandeurs caractéristiques (a) longueur et (b) énergie associées aux différents types de liaisons interatomiques [2]. Les niveaux d’énergie mis en place dépendent de la nature de l’interaction considérée comme le montre la figure I.-2(b). Par ailleurs, la zone d’interaction permet de distinguer deux types d’interaction: les interactions à longue distance et les interactions à courte distance comme le montre la figure I-2(a). 

Forces à longue distance

En général, les forces à longue distance sont des interactions de type de van der Waals. Elles permettent d’assurer l’adhésion entre deux matériaux à assembler. Ces forces sont caractérisées par des distances d’interaction élevées (0.3 – 1 nm) et de faible énergie (quelques dizaines de J.mol-1 à quelques kJ.mol-1) [3]. Ce sont les conséquences de la somme de trois types de force: le terme prédominant dépend des effets à l’origine de ces interactions.

Interaction de Keesom

Les interactions de Keesom sont de nature « dipôle permanent-dipôle permanent ». Elles s’effectuent donc entre molécules ou arrangement atomique polaires, c’est-à-dire possédant un moment dipolaire non nul, résultante d’une distribution de charges asymétrique. Plus les molécules sont polaires, plus cette interaction est forte. b. Interactions de Debye Les interactions de Debye sont de nature « dipôle permanent – dipôle induit ». Elles s’effectuent donc entre une molécule ou un arrangement atomique polaire et une molécule ou un arrangement atomique apolaire qui se polarise sous l’effet du champ électrique créé par la molécule polaire (apparition d’une polarisation induite). Plus le moment dipolaire de la molécule polaire est élevé et plus la molécule induite a une forte polarisabilité, donc cette interaction est plus forte. c. Interactions de London Les interactions de London sont de nature « dipôle instantané – dipôle instantané » ou « dipôle instantané-dipôle induit ». Elles s’effectuent donc entre deux molécules apolaires. La distribution moyenne des charges est symétrique mais à un instant donné, l’arrangement des noyaux et des électrons peut présenter une dissymétrie due aux déplacements des électrons, entraîne l’apparition d’un moment dipolaire instantané. Cette molécule peut donc interagir avec une autre molécule possédant un moment dipolaire instantané ou elle peut créer un moment dipolaire induit sur une molécule voisine et donc interagir avec elle.

Forces à courte distance

Les interactions à courte distance [5] sont des forces de type: covalentes, ioniques ou métalliques. Elles sont caractérisées par des distances d’interaction inférieures à 0,3 nm et de fortes énergies de l’ordre de kJ/mol (tableau I.1). a. Liaison covalente La liaison covalente est créée par la redistribution des électrons de valence entre deux atomes qui partagent deux électrons de leurs couches périphériques afin de former un  doublet d’électrons liant ces deux atomes. Ces électrons se déplacent sur des orbitales atomiques communes. L’énergie de liaisons covalentes est responsable de produire l’attraction mutuelle entre atomes. Ce type de liaison est directionnel et la forme des orbitales détermine la valeur de cette énergie qui varie entre quelques dizaines et 1000 kJ/mol. b. Liaison ionique La liaison ionique résulte d’interactions électrostatiques entre une paire d’atomes possédant une grande différence d’électronégativité, typiquement entre deux ions de charges opposées. L’énergie des liaisons ioniques est comparable à celle des liaisons covalentes. Contrairement à la liaison covalente et en raison des forces attractives mutuelles qui s’exercent entre les anions et les cations dans toutes les directions de l’espace, ce type de liaison n’est pas directionnel ni localisé.

Liaison métallique

La liaison métallique établie entre atomes caractérisés par des électronégativités faibles et possédants peu d’électrons de valence sur leurs couches périphériques. La mise en commun des électrons forme un nuage d’électrons mobiles sur un nombre illimité d’atomes. L’énergie des liaisons métalliques n’est pas aussi forte que celle des liaisons covalente et ionique, du fait des forces répulsives qui s’exercent entre les électrons. Compte tenu de la répartition homogène des électrons, ce type de liaison n’est pas directionnel. Tableau I-1: Energies et distances d’interaction associées aux différents types de liaisons chimiques [6]. Type de liaison Energies (kJ/mol) Distance d’interaction (°A) Adhésion (N/mm²) Van der Waals < 10 3 – 10 Covalente 300 – 1000 1 – 2 17500 Ionique 160 – 800 1 – 2 30 Métallique 110 – 260 1 – 2 5000 Enfin, les trois types de liaisons de forte énergie expliquent bien la bonne adhésion inter-faciale, mais on est moins sûr que de telles liaisons puissent exister à l’interface entre une couche et son substrat car elles impliquent de véritables réactions chimiques et non plus une simple interaction très générale comme celle des forces de van der Waals. 

Adhésion thermodynamique

L’adhésion thermodynamique ou l’adhésion réversible est définie par le changement d’énergie effectuée lors de la création d’une unité d’interface. Bien que ce concept soit intéressant pour l’étude de l’adhésion entre deux liquides ou entre un liquide est un solide, il ne peut être appliqué à l’adhésion entre deux solides (film mince sur substrat), car leurs énergies libres de surface ne sont pas connues avec assez de précision. L’adhésion thermodynamique est définie aussi par la diminution de l’énergie libre du système lors de la séparation de deux surfaces 1 et 2. On note W12, l’énergie d’adhésion est exprimée par l’équation se Dupré: Wad = W12 = γ1 + γ2 – γ12 (I-1) où γ1 et γ2 sont respectivement l’énergie libre de la surface 1 et 2, γ12 est la tension interfaciale. La grandeur, Wad , caractérise l’intensité des interactions entre les surfaces 1 et 2. Lorsqu’un matériau homogène est séparé en deux surfaces unitaires, le travail réversible effectué pour surmonter les forces cohésives est appelé travail de cohésion, Wch. Il est défini par l’équation suivante: Wch = 2 γ1 (I-2) A l’échelle atomique, l’adhérence consiste à rompre les liaisons individuelles entre les atomes des deux matériaux mis en contact. L’adhésion microscopique peut donc être considérer comme la somme de ces forces atomiques individuelles. Ceci montre que la distance nécessaire pour que l’adhésion existe entre couche mince et son substrats ne peut dépasser la distance d’interaction. Ce concept introduit tout naturellement la notion de mouillage de substrats solide par des métaux liquide, ce phénomène ne peut être appliqué entre deux solides, car leurs énergies libres de surface ne sont pas bien connues.