Raud, nikkel, koobalt (0)

Raud. Fe. Ferrum
Raud (Ferrum) on keemiline element järjenumbriga 26. Raud asub Perioodilisussüsteemi VIII B rühmas ja 4. perioodis.
Tal on neli stabiilset isotoopi massiarvudega 54, 56, 57 ja 58.
Omadustelt on raud metall .
Normaaltingimustel on raud tahke aine tihedusega 7,87 g/cm3. Raua sulamistemperatuur on 1535 Celsiuse kraadi. Raud esineb madalal rõhul nelja kristallmodifikatsioonina olenevalt temperatuurist.
Raud on inimesele tuntud väga ammu . Oli ju pärast pronksiaega rauaaeg , mis Eestiski algas juba e. m. a. Metallidest on levikult raud teisel kohal pärast alumiiniumi, kuid toodangult esikohal, sest on kõige kättesaadavam metall.
Rauda leidub taimedes ja inimeses. Inimese veres oleva hemoglobiini keskmeks on raua aatom , mis seobki hapniku, mille veri organismi laiali kannab.
Nii vee kui liiva kollakas ja pruunikas värvus on tingitud rauaühendeist.
Avastamine. Saamine
Esmalt puutus inimene kokku meteoriitrauaga. Vanim leid, meteoriitrauast helmes, on pärit aastast u 3500 eKr. Arvatavasti tutvuti rauaga u 5000-6000 a tagasi. Teisel aastatuhandel eKr hakati rauda tootma Egiptuses, Indias ja Kreekas. Tutanhamoni hauakambrist on leitud rauast mitmeid pisiesemeid ja pistoda .
Raud ja rauasulamid on metallide maailmatoodangus esikohal. Tootmine toimub astmeliselt. Kõrgahjuprotsessil toodetakse rauamaagist malmi. Malm töödeldakse teraseks. Selleks vähendatakse malmis süsiniku jt elementide sisaldust, kasutades erimeetoteid.
Rauda toodetakse rauamaakidest, mis põhiliselt koosnevad oksiididest. Parimaks rauamaagiks loetakse magnetrauamaaki ehk musta rauamaaki ehk magnetiiti (Fe3O4), mis on värvuselt must ja on magnetiliste omadustega. Magnetiidi rauasisadus ulatub kuni 72%-ni. Eestis leidub seda Jõhvi lähedal. Lisaks eelnevale kasutatakse raua tootmiseks punast rauamaaki ehk hematiiti( Fe2O3 ) ja pruuni rauamaaki ehk limoniiti, mis oksiidile sisaldab ka kristallvett. Pruuni rauamaagi värvus varieerub kollasest kuni pruunini, olenevalt raua sisaldusest. Ka Eestis leidub pruuni rauamaaki (Põltsamaa lähedal), kuid tema rauasisaldus on väike ja rauda sellest ei toodeta. Küll on ta tuntud tänu oma kollasele värvile kollase rauaookrina ja kasutatakse maalrivärvide tootmiseks.
Rauda nimetati paljudes keeltes algul taevast kukkunud metalliks, mis seostab rauda meteoriitrauaga. Kristuse-eelsel perioodil seostati rauda Jupiteriga ja Marsiga, sest viimase punane helk sarnaneb värvuselt punase rauamaagiga. Ladinakeelne nimetus ferrum tuleneb kreeka-ladina päritoluga sõnast fars (’olla kõva’). Antiikaja autorid seostasid sõna ferrum mõistetega kõva, kange, raske.

Raud looduses

• Raud on looduses laialt levinud element , olles sisalduselt maakoores neljandal kohal. Raud on ka kosmoses levinud element. Meie Päikesesüsteemi planeetidest on rauarikkamad Merkuur ja Marss.
  
• Lihtainena esineb rauda maailmaruumist Maale langenud meteoriitides, kuid ka mõningates magmakivimeis. Maa tuum koosneb metallilisest rauast. Meteoriitset rauda hakkas inimkond arvatavasti ka esimalt kasutama. Peamine kogus rauda sisaldub maakoores ühenditena.
  
• Rauaühendeid, mida kasutatakse malmi ja terase tootmisel , nimetatakse rauamaakideks. Maagi kaevandamisel saadakse koos rauaühenditega ka kivimeid ja mineraale , mis rauamaagi töötlemisel pole enamasti vajalikud. Selliseid jääkaineid nimetakse aheraineteks.
  
• Tähtsamad rauamaagid on järgmised  :
  
  • Punane ja pruun rauamaak sisaldavad põhiühendina raud(III)-oksiidi (Fe2O3), mis on hüdratiseeritud vee molekulidega (2Fe2O3, 3H2O jt ).
    
  • Magnetiidi põhiosa moodustav triraudtetraoksiid on musta värvusega kristalne magnetiline aine. Magnetiit on kõige rauarikkam ja puhtam rauamaak. Suurim leiukoht maailmas on Kurski oblast.
    
  • Püriiti (FeS2) tavaliselt rauamaagina ei kasutata , sest väävel halvendab püriidist saadud rauasulamite kvaliteeti. Püriiti kasutatakse väävelhappe tootmisel.
    
  • Sideriit kujutab endast raudkarbonaati (Fe CO3). Raudkarbonaat reageerib süsinikdioksiidi sisalava veega, muutudes lahustuvaks raudvesinikkarbonaadiks : FeCO3+H2O+CO2=Fe( HCO3 )2
    

Raua füüsikalised ja keemilised omadused

• Raud on hõbevalge keskmise kõvadusega metall. Lisandid muudavad raua kõvemaks. Raua tihedus on 7874 kg/m3 ja sulamistemperatuur 1539 kraadi.
  
• Raud on plastiline , mistõttu teda on võimalik valtsida ning sepistada. Ta on hea soojus - ja elektrijuht.
  
• Raud on magnetiseeritav. Raua kristallvõre muutub erinevatel temperatuuridel .
  
• Raud on keskmise aktiivsusega metall(asub metallide pingerea keskel). Kuivas õhus ta hapnikuga ei reageeri, kuid niiskuses kattub kergesti roostekihiga. Mida lisanditevabam on metall, seda püsivam on ta korrosiooni suhtes.
  
• Raud reageerib halogeenidega
  
• Reageerimine mittemetallidega. Toatemperatuuril oksüdeerub Fe õhus aeglaselt. Kõrgemal temperatuuril oksüdatsioon kiireneb . Peenpulbriline Fe on pürofoorne ja süttib õhus põlema juba toatemperatuuril.
  
• Reageerimine veega. Veega kulgeb reaktsioon toatemperatuuril väga aeglaselt. Punasel hõõgel reageerib Fe veeauruga:
  

3Fe + 4H2O -> Fe3O4 + 4H2 

• Reageerimine hapetega. Lahjendatud HCl või H2SO4 reageerimisel rauaga eraldub H2 ja lahusesse moodustub vastav raud(II)sool (FeCl2, FeSO4)
  

Fe + 2HCl -> FeCl2 + H2 
Füüsikalised omadused:

• Aatommass : 55,847
  
• Sulamistemperatuur: 1535 °C
  
• Keemistemperatuur : 2861 °C
  
• Tihedus: 7,86 g/cm3
  
• Värvus: hõbevalge
  
• Agregaatolek toatemperatuuril: tahke
  
• Kõvadus Mohsi järgi: 4,5
  

Keemilised omadused:

• Elektronegatiivsus Paulingu järgi: 1.83
  
• Oksiidi tüüp: nõrkaluseline
  
• Ühendid:
  

Fluoriidid: FeF2, FeF2 • 4H2O, FeF3, FeF3 • 3H2O
Kloriidid : FeCl2, FeCl2 • 2H2O, FeCl2 • 4H2O, FeCl3, FeCl3 • 6H2O
Bromiidid : FeBr2, FeBr3
Jodiidid : FeI2, FeI3
Hüdriidid: -
Oksiidid : FeO, Fe2O3, Fe3O4
Sulfiidid : FeS
 Seleniidid: FeSe
Telluriidid: FeTe
Nitriidid : Fe2N
Kasutusalad
Fe ja selle sulameid kasutatakse kõikides rahvamajandusharudes. Rauaajast alates on Fe tähtsaim tööriista-ja relvamaterjal. Puhast rauda, milles kuni 0,1-0,2 % lisandeid kasutatakse vähe . C sisaldus koos muude elementidega muudab raua teraseks või malmiks . Lehtteras on töödeldav isegi külmalt. Legeerivaid metalle (V, W, Ti, Mo, Mn, Cr, Ni) sisaldavaid teraseid nimetatakse legeer - või eriteraseks. Legeermetallid parendavad terase tugevust, kõvadust, kuuma-ja korrosioonikindlust. Nii mõjutab magnetilisi omadusi ja temperatuurist tingitud joonpaisumist. Fe-Ni- sulam platiniit ja klaas on ühesuguse joonpaisumisteguriga; neid saab kokku joota. Fe-Ni-Cr-sulamit nimetatakse halva soojusjuhtivuse tõttu puitteraseks, sellest valmiastatakse pottide-pannide kõrvu ja käepidemeid, mis toidu keetmisel või praadimisel ei kuumene. Sajandeid tagasi olid kuulsad : mustriline Damaskuse teras e bulatt, millest valmistati mõõku, Austria habemenoateras (saisaldab Ag). Suure puhtusega rauast valmistati juba sajandeid tagasi ilma korrosioonijälgedeta püsinud Delhi sammas.
Biotoime
Siirdemetallidest on raud tähtsaim biometall . Selle biotoime avaldub nii taimsetes kui loomsetes organismides. Oluliseks peetakse rauaühendite kahte funktisooni:
a) O2 transport organismis ja selle salvestamist, b)elektronide transporti redoksprotsessides.
Täiskasvanu organismis sisaldub 4,2 g Fe. Praktiliselt kogu Fe(98%) on jaotunud organismis nelja rühma kuuluvate valgulise iseloomuga ühendite vahel.
Fe leidub ka lihastes, nahas ja küüntes ning kuulub juustevärvi määravate pigmentide koostisesse (eriti punased juuksed).
Rauapuudusel areneb kehvveresus , mida nüüdisajal leevendatakse rauapreparaatidega.
Toiduainetes sisalduvat Fe omastab organism ainult osaliselt. Lihasaadustes olevast rauast omastatakse 20-30%, taimdetoidust alla 10%. Toidust omastatakse vaid Fe(II)-ühendeid, Fe(III)-ühendeid organism ei omasta .
Nikkel . Ni. Nicodium
Nikkel on keemiline element järjekorranumbriga 28.
Tal on 5 stabiilset isotoopi massiarvudega 58, 60, 61, 62 ja 64.
Omadustelt on nikkel metall. Nikkel on hästi töödeldav. Looduses leidub nikkelit ainult ühendeis. Tema tihedus tavatingimustel on 8,9 g/cm3. Tema sulamistemperatuur on 1455 Celsiuse kraadi.
Maakoores on Ni keskmiselt levinud element(orienteeruvalt 22. kohal). Tuntud on ligi 50 niklimineraali, neist tähtsamad on sulfiidsed ühendid. Ni toodetakse peamiselt sulfiidsetest vask-nikkelmaakidest (Kanadas, Austraalias ja Lõuna-Aafrikas) või silikaatsetest toormest (Uus-Kaledoonias, Kuubal, Filipiinidel , Indoneesias jm). Üldvarusid maailmas hinnatakse 70 miljonile tonnile.
Avastamine ja nimetus
Nikkel oli sulamites (vase ja tsingiga) kasutusel juba Vana-Hiinas üle 2 tuhande aasta tagasi. Inviduaalsel kujul avastas ja eraldas nikli rootsi mineraloog A.F.Cronstedt 1751 rootsi looduslikust nikkelarseniidist NiAs. Seda mineraali tunti juba palju varem saksakeelse nime Kupfernickel all ja seostati kiusliku Saksi mäevaimuga (ligikaudses tõlkes on Kupfernickel ‘vana Nick ’i vask’), kes ei lase sellest maagist vaske sulatada. Tegelik põhjus seisnes asjaolus, et Kupfernickel(praeguse nimetusega nikoliit või nikeliin) oli väliselt väga sarnane vasemaagiga koostisega Cu2O (mõlemad mineraalid on ühesugust punast värvi).
Cronstedti ei leidnud kaua aega tunnustust ( teadlane suri enne seda 1765). Puhtamal kujul eraldas Ni rootsi keemik ja metallurg t. Bergman 1775, füüsikalised omadused määratleti täpsemalt alles 19. saj alguses( J. B. Richter,1804).
Omadused
Nikkel on lihtainena hõbevalge, kollaka läikega plastne metall. Ta on hästi töödeldav (kuid juba vähesed lisandid, eriti S ja O, halvendavad oluliselt mehhaanilisi omadusi korrosioonikindlust).

• Keemiliselt on kompaktne Ni väheaktiivne, õhus püsiv. Metall kattub õhus NiO kaitsekihiga ning on püsiv kuni ca 800C.
  
• Hapetega H2SO4, HCl, H3PO4 ja HF reageerib Ni väga aeglaselt, kuid reageerib kergesti lahj HNO3 -ga; knots HNO3 toimel passiveerub.
  
• Leeliste lahused ei toimi niklisse, kuid Ni reageerib NH3 vesilahusega. Alles üle 550 C oksüdeerub Ni sulatatud NaOH toimel
  

2Ni + 2NaOH -> 2NiO + 2Na + H2
Vee ja õhuniiskuse suhtes on Ni püsiv.

• Vesinikuga moodustab Ni tahkeid lahuseid.
  
• Lämmastik lahustub niklis väga vähe. Pihusa nikli reageerimisel NH3-ga moodustub nikkel(I) nitriid Ni3N.
  
• Halogeenidega kuumutamisel tekivad nikkel(II) halogeniidid . Ni on üks püsivamaid metalle F2 suhtes.
  

Sulatatud nikkel reageerib süsinikuga, tekib nikkelkarbiid Ni3C(jahtumisel laguneb, eraldub grafiit )

• Räniga moodustab Ni silitsiide
  
• Booriga tekivad nikli boriidid
  
• Väävli reageerimisel nikliga tekivad sulfiidid
  
• Fosforiga moodustuvad fosfiidid
  
• Nikkel on kõrge katalüütilise aktiivsusega.
  

Füüsikalised omadused:
Aatommass: 58,69
Sulamistemperatuur: 1453 °C
Keemistemperatuur: 2913 °C
Tihedus: 8,91 g/cm3
Värvus: hõbevalge, kollaka läikega
Agregaatolek toatemperatuuril: tahke
Tihedus tavatingimusel:  8,9 g/cm3
Kõvadus Mohsi järgi: 4
Keemilised omadused:
Elektronegatiivsus Paulingu järgi: 1,91
Oksiidi tüüp: nõrkaluseline
Ühendid:
Fluoriidid: NiF2
Kloriidid: NiCl2 • 6H2O, NiCl2
Bromiidid: NiBr2
Jodiidid: NiI2
Hüdriidid: -
Oksiidid: NiO, Ni2O3
Sulfiidid: NiS, NiS2, Ni3S2
Seleniidid: NiSe
Telluriidid: -
Nitriidid: -
Ühendeis on Ni o.-a. valdavalt II või III.
NiO saadakse Ni(NO)3, NiCO3 või Ni(OH)2 kuumutamisel kõrgel temperatuuril, madalamal temperatuuril tekib oksiidide segu või Ni2O3.
Hüdrooksiidid: Ni(OH)2, Ni(OH)3 * Ni(OH)2 tekib roheka värvusega sademena Ni (II) soolade reageerimisel leelisega. Õhus on Ni(OH)2 püsiv, tugevate oksüdeerijate mõjul leeliselises keskkonnas tekib Ni(OH)3.
Ni(III) ühendid on ebapüsivad ja käituvad tugevate oksüdeerijatena. Ni(OH)2 oksüdatsioon võib toimuda ka elektrivoolu mõjul. Sellel põhineb raudnikkelaku laadimisprotsess. NiSO4 kristallub rohelise värvusega kristallhüdraadina NiSO44 * 7H2O vesilahusest.
Ni reageerimine hapnikuga agab temperatuuril umbes 500 C. Ni reageerimisel P-ga tekivad fosfiidid, millest temperatuurikindlaim on Ni2P. Toatemperatuuril on Ni vee ja õhu suhtes vastupidav. Vee, orgaaniliste hapete ja leeliste suhtes on Ni püsiv, aeglaselt kulgeb reaktsioon lahjendatud hapete HCl, HNO3 ja H2 SO 4 -ga. Vesilahustest kristalluvad Ni- soolad kristallhüdraatidena. Nikli keemistemperatuur on 2732.0 °C.
Nikli sulamistemperatuur on 1453.0 °C.
Tootmine ja kasutamine
Rõhuv enamus Ni-toodangust kasutatakse ära nii raua-kui värvilismetallide sulamite koostises. Rakendatakse ka teiste metallide elektrolüütilist nikliga katmist (nikeldamist) kaitseks korrosniooni vastu. Mõni protsent Ni-toodangust kasutatakse katalüsaatorite saamiseks, mida rakendatatakse sünteesikeemias ja toiduainetööstuses (margariini tootmisel vedelrasvadest nende katalüütilisel hüdrogeenimisel).
Põhilised niklitootjad maailmas on Venemaa (25%), Kanada 18%), Uus- Kaledoonia (12%) ja Austraalia (10%).
Biotoime
Nikkel on vajalik mikroelement nii taim-kui loomorganismides . Kuigi nikli rolli ja metabolismi eluslooduses on viimastel aastakümnetel palju uuritud, on vastavad andmed ebatäpsed ja vastolulised( nt inimorganismi summaarset niklisisaldust hinnatakse eri allikastes vahemikku 1-14 mg). Inimeses osaleb Ni vereloomeprotsessides.
Suuremates kogustes on nikkel ohtilk keskkonnasaastaja. Ligikaudse hinnangu järgi aastas õhku üle 50 tuhande tonni Ni (suur osa sellest kivisöe põletamise tõttu), kogu Ni saastus on 105 t suurusjärgus aastas.
Nikkel võib olla allergeense ja kantserogeense toimega. Paljud inimesed on nikli suhtes allergilised. Nikkel on kontakstallergeen, allergiat võib põhjustada kokkupuude peenrahaga, käekella ja kõrvarõngastega jne, mis sisladavad seda metalli.
Nikkel ja nikliühend põhjustavad professionaalse patoloogina vähi, peamiselt kopsuvähi teket niklimaagi kaevandajate ja töötlejate hulgas.
Koobalt . Co. Cobaltum
Koobalt (Co) on keemiline element, mille aatomnumber keemiliste elementide tabelis on 27. Koobalt kuulub klassifikatsiooni siirdemetallid, d-elemendid.
Co on maakoores keskmiselt levinud element (omavahel väga sarnastest nn rauatriaadi (Fe, Ni, Co)elementidest on Co kõige väiksema levimusega). Tuntakse üle 30 Co-mineraali. Co on Ni, Fe, Cu ja Mn geoloogiline kaaslane. Co leidub ka ookeanide põhjakonkretsioonides, mille varud on väga suured. Looduslik Co on 2 isotoobi, massiarvudega 59 ja 57 segu.
Avastamine ja nimetus
Koobalti nimetus tuleneb saksa sõnast Kobold – ’mäevaim’ (ka ülemeelik majavaim või gnoom). Sõna kobelt esines juba Agricolal. Lihtainena sai Co esimesena rootsi keemik G. Brandt 1735. a. Koobaltiühendid olid kasutusel juba kaugses minevikus, nt ajajärgus ca 2500 eKr on tuntud sinise koobaltklaasiga kaunistatud kaelaekee (samast ajast on teada kaa koobaltit sisaldavad värvid Egiptusest).
Omadused
Koobalt on hõbevalge plastne raskmetall. Co on üks kolmest toatemperatuuril ferromagneetilisest lihtainest(need on Fe, Co ja Ni), Curie punkt on 1121 C. Koobalt on toatemperatuuril õhus püsiv, rauast passiivsem metal . Koobalt praktiliselt ei reageeri H2O, leeliste ega karboksüülhapetega, reageerib aeglaselt lahj mineraalhapetega. Co passiveerub konts HNO3 toimel, reageerib HF ja kuningveega.
Koobalt

• Absorbeerib märgatavalt vesinikku hüdriide CoH2 ja CoH saadakse kaudselt .
  
• Ammoniaagiga moodustab nitriide Co3N ja Co2N
  
• Süsinikuga moodustab karbiide , püsivaid karbiide saadakse kaudselt
  
• Räniga moodustab silitsiide Co2Si, CoSi ja CoSi2
  
• Booriga moodustab boriide Co3B, Co2B ja CoB
  
• Fosforiga annab fosfiide Co2P, CoP ja CoP3
  
• Väävliga moodustab monosulfiidi CoS, kaudselt saadakse ka teisi sulfiide
  

Füüsikalised omadused:

• Aatommass: 58,9332
  
• Sulamistemperatuur: 1495 °C
  
• Keemistemperatuur: 2927 °C
  
• Tihedus: 8,90 g/cm3
  
• Värvus: hõbevalge
  
• Agregaatolek toatemperatuuril: tahke
  
• Kõvadus Mohsi järgi: 5
  

Keemilised omadused:

• Elektronegatiivsus Paulingu järgi: 1.88
  
• Oksiidi tüüp: segatud
  

• Ühendid:
  

Fluoriidid: CoF2, CoF3, CoF4
Kloriidid: CoCl2, CoCl2 • 6H2O, CoCl3
Bromiidid: CoBr2
Jodiidid: CoI2
Hüdriidid: -
Oksiidid: CoO, Co3O4
Sulfiidid: CoS, CoS2, Co2S3
 Seleniidid: -
Telluriidid: CoTe
Nitriidid: -
Tootmine ja kasutamine
Co toodang on perioodilisustabeli naaberelementidega(Fe, Ni) võrreldes väike. Peamised Co-tootjad on Zaire , Sambia, Austraalia, Venemaa, Kanada, Soome ja Jaapan. Peamine osa Co-toodangust(60%) leiab kasutamist sulamites.
Koobaltisulamid sisaldavad tavaliselt 15-92% Co ja sageli mitmeid teisi metalle. Peamised Co-sulamite liigid on magnetilised sulamid , kulumiskindlad ja kõvasulamid, kindla joonpaisumiskoefitsiendiga sulamid ning kuumakindlad sulamid.
Kõva hõbedast metalli koobaltit (Co) ja selle ühendeid kasutatakse sageli. On leidnud rakendamist kuuma- ja happekindlates sulamites terase tootmisel, mõningate keemiliste reaktsioonide katalüsaatorina, elektri, klaasi, portselani, keraamiliste (savi) fajanssesemate (valge urbse savi ja läbipaistva glasuuriga tooted) tootmisel. Klaasi-, portselani- ja keraamikatööstuses kasutatakse pigmenti, mida nimetatakse koobaltsiniseks. Koobalti ühendeid lisatakse värvidele (näit trükivärvidele) ja lakkidele, et kiirendada nende kuivamist. Rakendatakse polüestervalkude katalüsaatorina. Kuulub emaili koostisesse. Kasutatakse magnetlintide valmistamisel televisioonile. Koobaltit sisaldab ka vitamiin B12, nn. kärbsepaber ning mõningad kunstväetised. Tsement sisaldab õige väikeses koguses koobaltit.
Biofunktsioon
Koobaltil on tähis osa nii alamate kui kürgamte organismide elutegevuses. Maailma paljudes piirkondades on koobalti defitsiit pinnases põhjustanud ulatuslikke loomade haigusi.
Inimeste ja loomade haigusi, mida tänapäeval sesotatakse Co-defitsiidiga, 20.sajandil 20.-30. aastatel.

Kahjulikkus inimorganismile

Inimorganismi satub koobalt tolmuna hingamiselundite ja naha vähesel hulgal ka suu kaudu. Kõige rohkem leidub koobalti tolmu vastava maagi kaevandamisel ja puhastamisel. Sageli esineb koobalt seal koos nikliga. Sellel tolmul on toksiline (mürgistav) toime organismisse. Koobalti tervistkahjustavat toimet käsitles esimesena põhjalikumalt inglane L. Oliver 1902 . a raamatus “Ohtlikud elukutsed”. Kroonilise mürgistuse nähtudest on olulised pikemaaegne köha ja röga (krooniline bronhiit ), õhupuudus-hingeldushood (bronhiaalastma), krooniline nohu ja seedehäired. Sageli on täheldatud ka toksilist südamelihase kahjustust (eriti koobaltit sisaldavate sulamitega töötajatel). Tihti esineb nahakahjustusi (kontaktdermatiit ehk nahapõletik, haavandid , naha hüperkeratoos e liigsarvestmine).
Kasutatud kirjandus
L. Tamm, Üldine ja anorgaaniline keemia 2008, lk 226-244
lk 268-274
lk 255-260
Eneke 3 1984 lk 45
http://et.wikipedia.org/wiki/Koobalt
http://et.wikipedia.org/wiki/Nikkel
http://et.wikipedia.org/wiki/Ferru m
http://web.zone.ee/chemistry/Co.ht m
http://web.zone.ee/chemistry/Fe.ht m
http://web.zone.ee/chemistry/Ni.ht m