Varš(Cu)
Atrašanās dabā.
Pazīstamākie vara minerāli ir halkopirīts CuFeS2, vara spīde Cu2S, pusdārgakmens malahīts (CuOH)2CO3 u.c. 1835. gadā Urālos tika atrasts malahīta bluķis, kura masa bija 250 tonnas. Sastopami arī vara tīrradņi, smagākais no tiem – 420 tonnas – atrasts 1857. gadā ASV.
Vara iegūšana.
1.Pirometalurģiskā iegūšana.
Par izejvielu tiek izmantota vara sulfīdu saturoša rūda, kurā vara masas daļa ir 1…5%. Palīgmateriāli ir gaiss oksidēšanai, kvarcs sārņu veidošanai. Pamatprocess ir šāds: rūdu vispirms apdedzina “verdošā slāņa” vai cita tipa krāsnī, tad kausē šahtas krāsnī vai elektokrāsnī. Tā iegūst tā saucamo vara akmeni, kas satur 38…50 % Cu, 22…33 % Fe, 24…26 % S. To pārvieto konventoros, pievieno smiltis un, pūšot cauri gaisu, iegūst jēlvaru jeb melno varu. Pamatprodukts ir jēlvarš, kas satur 97..99 % Cu, nedaudz Cu2S un Cu2O, arī As, Pb, Fe, Ni, Sb un cēlmetālus. Jēlvaru tīra pirometalurģiski, to sakausējot ar smiltīm un piemaisījumus oksidējot ar gaisa skābekli, vai elektrolītiski tīrāmo metālu lietojot par anodu. Katodā nogulsnētais metāls satur 99,95 % Cu. Blakusprodukti ir sārņi, kuros var būt līdz 5 % vara. Tos pārstrādā, lai iegūtu arī šo varu. Vara elektrolītiskajā rafinēšanā radušies anodnosēdumi satur Ag un Au, un tos izmanto šo metālu iegūšanai. Lietojot par izejvielām polimetāliskas rūdas, reizē ar varu iegūst arī citus metālus: Zn, Pb, Ni, Mo, Tl.
2.Hidrometalurģiskā iegūšana.
Par izejvielām tiek lietota vara oksīdus saturoša rūda, kurā vara masas daļa ir 0,4…1,5 %. Palīgmateriāls ir sērskābe (H2SO4). Vara rūdu apstrādā ar sērskābes šķīdumu un tā iegūst vara sulfāta šķīdumu. No tā varu izdala vai nu ar dzelzi (cementēšana), vai arī elektrolizējot:
Cu2+ + Fe Cu + Fe2+
Cu2+ + 2e- Cu
Pamatprodukts ir varð.
Īpašības. Varš ir sarkanīgs, smags, samērā mīksts un plastisks metāls, viens no labākajiem siltuma un elektrības vadītājiem.
Varš ķīmiski ir neaktīvs metāls. Ar gaisa skābekli tas sāk reaģēt 185 0C temperatūrā, veidojot CuO, bet augstākās temperatūrās rodas Cu2O. Mitrā gaisā uz vara un tā sakausējumu virsmas ar laiku veidojās zaļš bāziskā vara karbonāta apsūbējums.
Parastajos apstākļos vara pulveris reaģē ar visiem halogēniem. Sakarsēts varš deg hlorā, kā arī sēra un fosfora tvaikos. Veidojot attiecīgi CuCl2, Cu2S un vara fosfīdus Cu3P, Cu3P2. Ar ūdeņradi, slāpekli un oglekli varš nereaģē.
Skābekļa klātbūtnē varš mijiedarbojās ar skābju šķīdumiem:
2Cu + 4HCl + O2 2CuCl2 + 2H2O
Varš reaģē ar koncentrētu slāpekļskābi un sērskābi:
Cu + 4HNO3(konc.) Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Cu + 2H2SO4 t0 CuSO4 + H2O + SO2
Cu + 2FeCl3 CuCl2 + 2FeCl2
Ar sārmiem varš praktiski nereaģē, taču uz to uz to iedarbojas amonjakūdens skābekļa klātbūtnē. Šajā reakcijā veidojas tetraamīnvara(II) hidroksīds:
Izmantoðana.
Varu lieto elektrotehnikā, radiotehnikā, dažādu vara sakausējumu iegūšanā, starppārklājumiem korozijaizsardzībā.
Vara savienojumi.
Vara(I) oksīds Cu2O (sarkans pulveris) ir bāzisks oksīds, bet vara(II) oksīds CuO (melns pulveris) ir amfotērs savienojums, kam pārsvarā tomēr ir bāziskas īpašības. Analogas īpašības piemīt arī vara(I) hidroksīdam Cu2(OH)2 (dzeltens) un vara(II) hidroksīdam Cu(OH)2 (zils).
Cu2(OH)2 t0 Cu2O + H2O
Cu2O un Cu2(OH)2 viegli oksidējas, piemēram,
2Cu2O + O2 + 4H2O 4Cu(OH)2
Cu(OH)2 un CuO iegūst no vara(II) sāļiem:
CuSO4 +2NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4
Cu(OH)2 t0 CuO + H2O
Vara(II) hidroksīds ir nestabils savienojums, tas pēc ilgāka laika sadalās arī parastajos apstākļos.
Cu(OH)2 reaģē ar skābēm. Uz to iedarbojas arī stipri sārmu šķīdumi, veidojot kuprātus. Cu(OH)2 šķīst amonjakūdenī – rodas tetraamīnvara(II) hidroksīds, kas šķīdumu krāso intensīvi zilā krāsā:
Cu(OH)2 + 2NaOH Na2[Cu(OH)4]
Cu(OH)2 + 4NH3 [Cu(NH3)4](OH)2
Cu2O lieto stikla un emaljas krāsošanai sarkanā krāsā, kā arī pusvadītāju tehnikā (kuproksa taisngrieži u.c.).
CuO lieto organisko vielu elementanalīzē oglekļa un ūdeņraža satura noteikšanai.
Vara(I) sāļi sastopami reti. Tos iegūst, izmantojot dažādas metodes, piemēram,
Cu2O + 2HCl Cu2Cl2 + H2O
2CuCl2 + Cu t0 Cu2Cl2
Cu2Cl2 ir balta kristāliska, ūdenī mazšķīstoša viela, kura, tāpat kā citi vara(I) sāļi, viegli oksidējas līdz vara(II) savienojumiem:
Vara(II) sāļi ir stabili savienojumi. Visvairāk izmanto vara(II) sulfāta kristālhidrātu CuSO42H2O jeb vara vitriolu. Vara(II) hlorīda dihidrāts CuCl22H2O ir tumšzaļa, kristāliska viela, tā koncentrētiem ūdens šķīdumiem ir zaļa krāsa, bet atšķaidīti šķīdumi ir gaiši zili. Vara(II) nitrāta trihidrātu Cu(NO3)23H2O iegūst vara reakcijā ar slāpekļskābi. Karsējot šis vielas tumšzilos kristālus, tie zaudē ūdeni un pēc tam vara nitrāts sadalās:
Bāziskais vara karbonāts (CuOH)2CO3 (dabā malahīts) ir smaragdzaļa, kristāliska viela, kas karsējot viegli sadalās. Mākslīgi to iegūst šadā reakcijā:
2CuSO4 + 2Na2CO3 + H2O (CuOH)2CO3 + 2Na2SO4 + CO2
(CuOH)2CO3 lieto CuO un CuCl2 iegūšanai, minerālkrāsu izgatavošanai, kā arī pirotehnikā. Malahītu lieto kā dekoratīvu materiālu arhitektūrā un dažādu dekoratīvu priekšmetu izgatavošanā. No mazvērtīga malahīta iegūst varu.
Vara(II) acetātu Cu(CH3COO)2H2O iegūst CuO reakcijā ar etiķskābi. Dažādu zaļo un zilganzaļo toņu dēļ to izmanto krāsu rūpniecībā.
Vara(II) acetātu – arsenītu Cu(CH3COO)2Cu3(AsO3)2 (Parīzes zaļo) lieto augu kaitēkļu iznīcināšanai.
Visi vara savienojumi ir indīgi!
Cu2+ jonu pazīšanai izmanto bezkrāsainu liesmu. Paaugstinātā temperatūrā liesmā rodas vara atomi, kas izstaro zaļu gaismu.
Varš ir mikroelements. Tas veicina augu augšanu nelabvēlīgos apstākļos (mazražīga augsne, aukstums, sausums). Vara trūkums cilvēka un dzīvnieka organismā izraisa anēmiju un vielmaiņas traucējumus. Cilvēka organisms satur apmēram 100 mg vara.
Oksidējot vara(II) savienojumus ar spēcīgiem oksidētajiem, iegūst vara(III) savienojumus, piemēram, vara(III) hidroksokuprātu:
2Cu(OH)2 + NaClO + 2NaOH + H2O 2Na[Cu(OH)4] + NaCl