resultados y discusión

CAPITULO 4
RESULTADOS Y DISCUSIÓN
4.1 Potencial de Circuito Abierto.
Debido a que el telurio se encuentra en solución en forma de ion telurito, y de acuerdo a
la información termodinámica presentada en el diagrama Eh-pH, para el sistema
Te-H2O a 25°C como lo muestra la figura 2.1, en un medio básico la reacción de
reducción se puede proponer de la siguiente manera:
+3
+4
→
+6
(4.1)
Para esta reacción de media celda, el potencial de equilibrio está determinado por:
= 0.827 − 0.08866
+ 0.0148 log
(4.2)
En la Tabla 4.1 se presenta la comparación entre los valores de potencial calculados con
la ecuación 4.2 y valores del potencial de circuito abierto que se determinaron
experimentalmente en este trabajo. Estos potenciales fueron obtenidos utilizando
diluciones de la solución obtenida al lixiviar la escoria.
Se puede observar que existe una correlación aceptable entre ellos lo cual es un primer
indicativo de que la especie predominante de Te en solución es el ión telurito, y que la
información termodinámica puede ser empleada para el análisis del mecanismo de
reacción, siempre y cuando se consideren que las diferencias observadas atienden al
efecto del material del electrodo y las impurezas presentes.
Tabla 4.1 Comparación del Potencial Teórico y de Circuito Abierto.
Concentración de Te
E0
Erep
(g/L)
(V)
(V)
1.12
-0.385
-0.428
2.35
-0.380
-0.418
3.51
-0.378
-0.430
4.10
-0.377
-0.373
4.69
-0.376
-0.413
9.40
-0.371
-0.409
11.00
-0.370
-0.365
14.10
-0.369
-0.348
18.80
-0.367
-0.351
4.2 Voltamperometría Cíclica.
Además de la identificación de la región de potencial correspondiente a la reacción de
interés, los experimentos de voltamperometría cíclica se enfocaron principalmente en el
análisis de los efectos que tienen la variación de la concentración de hidróxido de sodio,
la variación del sentido de inicio del barrido y la comparación del comportamiento de la
solución real y las soluciones sintéticas.
4.2.1 Identificación de la zona de Reacción.
Considerando que en las condiciones estudiadas, la electrodeposición de telurio se
atribuye a la reducción electroquímica del ión telurito a telurio, se procedió a explorar la
región de potencial hacia valores más negativos, con respecto al potencial de circuito
abierto.
En la Figura 4.1 se muestran los resultados obtenidos al utilizar como límite catódico los
potenciales de -0.9, -1.0, -1.1 y -1.2V y la solución real con concentraciones de 14g/L de
Te, 1.89g/L de Se, y 80g/L de NaOH a una velocidad de barrido de 20mV/s.
Se encontró que cuando el límite catódico fue de -0.9V, se detecta un proceso catódico
en forma de una pequeña onda de corriente (de signo negativo en la gráfica), la cual
empieza a desarrollarse a un potencial de aproximadamente -0.8V. La magnitud de esta
corriente catódica aumenta al variar el valor del potencial límite hacia valores más
negativos, detectándose una definición completa de un pico catódico a un potencial entre
-1.0 y -1.1V. Después de alcanzar un valor máximo, la corriente catódica empieza a
decrecer en la forma típica de un proceso controlado por la difusión de la especie
reactiva. La inspección visual del electrodo permitió verificar la formación de un
depósito de color gris oscuro.
Los resultados anteriores permiten concluir que la reacción de interés se está llevando a
cabo en la región de potencial comprendida entre -0.8 y -1.2V y por lo tanto la
aplicación de las técnicas posteriores se concentró en esta región de potencial.
Figura 4.1 Variación del Límite Catódico.
Solución real con 14g/L de Te, 1.89g/L de Se, 80g/L de NaOH, v =20mV/s.
4.2.2 Variación de la Concentración de Hidróxido de Sodio.
Considerando que las soluciones utilizadas en los trabajos anteriores tuvieron un alto
contenido de NaOH, se exploró la posibilidad de reducirlo sin afectar el desempeño de la
reacción de reducción.
En la Figura 4.2 se muestran los voltamperogramas obtenidos utilizando soluciones con
40g/L y 80g/L de NaOH. Las concentraciones de Te y Se fueron de 14g/L y 1.89g/L,
respectivamente. Se puede observar la formación del pico catódico característico de la
reacción de reducción estudiada a un potencial de aproximadamente -1.1V, y que el
nivel de la corriente del pico catódico es ligeramente menor que la correspondiente de la
solución con mayor cantidad de NaOH. Además, en base a la corriente del pico de
redisolución, se puede ver que el telurio depositado es menor para la solución más
concentrada de NaOH. Este resultado también está en concordancia con la reacción
propuesta para la reducción electroquímica del telurio en el ión telurito (ecuación 4.1), la
cual permite predecir que un aumento en la concentración de OH- tiene un efecto
negativo (menores valores de la corriente) sobre el desempeño de la reacción de
reducción del telurio en las condiciones estudiadas.
Estos resultados indican que es posible reducir la cantidad de NaOH utilizado, sin
embargo teniendo en cuenta los antecedentes (Woll y Gore 1949, Ha et al. 2000, Khosh
2009), se continuó utilizando la concentración 80g/L de NaOH para el resto de las
pruebas.
Figura 4.2 Efecto de la Concentración de Hidróxido de Sodio.
Solución real con 14g/L de Te, 1.89g/L de Se, 80g/L de NaOH, v=50mV/s
4.2.3 Comparación del Sentido de Inicio del Barrido.
En la Figura 4.3 se comparan los voltamperogramas obtenidos al cambiar la dirección de
inicio del barrido de potencial. La curva en negro corresponde a la prueba en la que el
barrido de potencial se inició en el sentido catódico, es decir hacia potenciales más
negativos que el potencial de circuito abierto. El barrido parte del potencial de circuito
abierto, se lleva hasta un potencial de -1.35V y luego se invierte hasta llegar a +0.60V,
en este punto se vuelve a invertir para regresar al potencial de circuito abierto.
La curva en rojo corresponde a la prueba en la que el barrido de potencial se inició en el
sentido anódico, es decir hacia potenciales más positivos que el de circuito abierto.
Estos resultados muestran claramente que los niveles de corriente correspondiente a la
reacción estudiada (proceso a -1.1V) cambian significativamente cuando se cambia el
sentido de inicio del barrido de potencial. Este comportamiento se puede atribuir a la
formación, en la curva en rojo, de alguna especie oxidada sobre la superficie del
electrodo que representa una barrera adicional para la reacción de reducción
electroquímica del telurio.
Se puede concluir que el inicio del barrido en la dirección catódica es más favorable para
el estudio de la reacción de reducción de telurio ya que en esas condiciones se observa
una mejor definición del pico catódico correspondiente.
Figura 4.3 Comparación del Sentido de Inicio del Barrido.
Solución real con 14g/L de Te, 1.89 g/L de Se, 80g/L de NaOH, v=20mV/s.
4.2.4 Comparación Entre la Solución real y Soluciones Sintéticas.
Considerando que el selenio constituye la principal impureza en la solución real y para
ver el efecto de este elemento, se compararon las respuestas voltamperométricas
obtenidas con la solución real y soluciones sintéticas de telurio.
En la Figura 4.4 se presenta la comparación entre la solución real y la solución sintética
iniciando el barrido en dirección catódica. Ambos sistemas presentan un proceso de
reducción similar, el cual incluso inicia en un mismo potencial (-0.80V), sin embargo la
respuesta de la solución sintética presenta una pendiente más pronunciada, es decir, la
corriente incrementa a una razón más alta conforme incrementa el potencial, lo que
indica una mayor velocidad de reacción. Por tal motivo alcanza niveles de corriente del
orden de los -5.5mA; mientras que para la solución real el nivel de corriente máximo es
de -1.1mA.
En la Figura 4.5 se presenta una comparación entre la solución real (1.4g/L de Te con
0.19g/L de Se y 80 g/L de NaOH) y una solución sintética que conteniendo Te y NaOH
(1.4g/L y 80g/L, respectivamente). Se puede observar que aunque los niveles de
corriente disminuyen significativamente, lo cual es atribuible a la menor concentración
utilizada en este caso, los niveles de corriente pico correspondientes para la solución
sintética son significativamente mayores que los correspondientes a los de la solución
real.
Este incremento de corriente en las soluciones sintéticas y los resultados de la figura 4.3,
sugiere la existencia de una especie en la solución real, cuya remoción por purificación
de la solución real, ayudaría a incrementar la velocidad de reacción del mismo. Se ha
documentado que las impurezas pueden afectar la velocidad de formación de núcleos,
influir sobre la adhesión del depósito y promover la adsorción de especies sobre la
superficie del electrodo (Cruz, 2009).
Figura 4.4 Comparación Entre Solución real y Sintética, Iniciando el Barrido Hacia el
lado Catódico. 14g/L de Te, 1.89g/L de Se, 80g/L de NaOH, v= 20mV/s.
Figura 4.5 Comparación Entre Solución real y Solución Sintética, Iniciando el Barrido
Hacia el lado Catódico. 1.4 g/L de Te, 0.19g/L de Se, 80g/L de NaOH, v=20mV/s.
4.3 Voltamperometría de Barrido Lineal.
La separación entre los potenciales de picos de los procesos catódicos y anódicos
observados en la voltamperometría cíclica, indica que la reacción de reducción del
telurio tiene el carácter de irreversible. Para confirmar las anteriores observaciones se
procedió a la utilización de la técnica de voltamperometría de barrido lineal.
4.3.1 Variación de la Velocidad de Barrido.
Se realizó un estudio a diferentes valores de velocidad de barrido de potencial. Los
valores utilizados fueron de 16, 36, 64 y 100mV/s. En la Figura 4.6 se muestran los
voltamperogramas obtenidos con estas velocidades de barrido de potencial. En la Tabla
4.2 se presentan los valores correspondientes a los parámetros considerados en las
ecuaciones 3.1-3.3 que se utilizan para el análisis de los datos obtenidos con la técnica
de voltamperometría de barrido lineal.
Para evaluar la naturaleza de la reacción, se graficaron los valores de Ip y v1/2 y la
relación Ep y log v (Figuras 4.7 y 4.8, respectivamente); realizando una regresión lineal,
se obtuvieron los parámetros de correlación 0.979 y 0.997, respectivamente. Estos
resultados confirman que la reacción de reducción propuesta se clasifica como reacción
electroquímicamente irreversible.
Figura 4.6 Voltamperogramas de Barrido Lineal a Diferentes Velocidades de Barrido.
Solución real con 14g/L de Te, 1.89g/L de Se y 80g/L de NaOH.
Tabla 4.2 Parámetros Obtenidos por Voltamperometría de Barrido Lineal.
v
v1/2
log v
Ep(V)
Ip(µA)
16
4
1.204
-1.052
-75.9
36
6
1.556
-1.08
-135.4
64
8
1.806
-1.10
-188.2
100
10
2
-1.119
-286
Figura 4.7 Variación de Corriente pico con Respecto a la Velocidad de Barrido.
Solución real 14g/L de Te, 1.89g/L de Se y 80g/L de NaOH.
Figura 4.8 Variación del Potencial pico con Respecto a la Velocidad de Barrido.
Solución real con 14g/L de Te, 1.89g/L de Se y 80g/L de NaOH.
4.3.2 Variación de la Concentración de Telurio.
Con el fin de obtener más evidencias relativas al control por difusión y dependencia con
respecto a la concentración contemplado en la ecuación 3.1 se realizaron pruebas de
voltamperometría de barrido lineal a diferentes concentraciones de telurio. Los valores
de concentración fueron de 1.17, 2.34, 3.51, 4.10, 4.68, 11.00, 14.10 y 18.75g/L; los
voltamperogramas correspondientes se muestran en las Figuras 4.9 y 4.10.
Debido a las grandes diferencias entre los niveles de corriente observados a las
diferentes
concentraciones
empleadas,
en
la
figura
4.9
se
presentan
los
voltamperogramas correspondientes a las concentraciones que van desde 1.17 hasta
4.68g/L de Te y en la figura 4.10 los voltamperogramas correspondientes a las
concentraciones que van de 11.00 hasta 18.75g/L de Te.
La dependencia directa de la corriente de pico con la concentración, descrita en la
ecuación 3.1 indica, para la reacción de reducción, una etapa controlante por difusión de
la especie reactiva, representada en este caso por el ión telurito.
En la Figura 4.11 se presenta la correlación entre la concentración y el correspondiente
valor de la corriente pico para los niveles bajos de concentración (de 1.17 a 4.10g/L) y
en la Figura 4.12 para los niveles altos de concentración (de 4.68 a 18.75g/L). Los
resultados de regresión lineal nos indican coeficientes de correlación de 0.91 y 0.96,
respectivamente, los cuales confirman la dependencia de la corriente pico con respecto a
la concentración establecida por la ecuación 3.1.
De manera más importante los valores obtenidos de las pendientes correspondientes
fueron de aproximadamente -0.3mA y -4.9mA para las correlaciones de bajas y altas
concentraciones respectivamente. Esta diferencia puede ser indicativa de un cambio de
etapa controlante de la velocidad de reacción.
Figura 4.9 Voltamperograma a Diferentes Concentraciones de Te (Bajas).
Solución real con 80g/L de NaOH, v=20mV/s.
Figura 4.10 Voltamperograma a Diferentes Concentraciones de Te (Altas).
Solución real con 80g/L de NaOH, v=20mV/s.
Figura 4.11 Correlación Entre los Valores de Corriente pico y los Valores de
Concentración (Bajos). Solución real con 80g/L de NaOH, v=20mV/s.
Figura 4.12 Correlación Entre los Valores de Corriente pico y los Valores de
Concentración (Altos). Solución real con 80g/L de NaOH, v=20mV/s.
4.4 Electrodo de Disco Rotatorio.
Una evidencia adicional de los efectos de transferencia de masa sobre la reacción
electroquímica de telurio se obtuvo al comparar los voltamperogramas de barrido lineal
obtenidos en sistemas con y sin agitación del electrolito.
En la Figura 4.13 se presentan los voltamperogramas correspondientes: sin agitación y
con agitación. Se observa claramente que cuando la solución es agitada la señal presenta
un incremento significativo en el valor de la corriente.
El resultado anterior sugiere la necesidad de la aplicación de técnicas enfocadas al
estudio del efecto de los mecanismos de transferencia de masa sobre la reacción
electroquímica de interés. Por esta razón se procedió a utilizar la técnica de electrodo de
disco rotatorio (RDE).
Los experimentos de RDE se realizaron con una solución de 14.43g/L de Te, 1.89g/L de
Se y 80g/L de NaOH, a una velocidad de barrido de 2mV/s, y velocidades de rotación
del electrodo de 400, 600, 800, 1000 y 1200rpm. Estas pruebas se realizaron utilizando
electrodos de trabajo de acero inoxidable y de grafito.
Figura 4.13 Comparación del Efecto de la Agitación.
Solución real con 3.51g/L de Te, 0.47g/L de Se y 80g/L de NaOH.
4.4.1 Electrodo de Acero Inoxidable
En la Figura 4.14 se presentan los resultados obtenidos al trabajar con el electrodo de
trabajo de acero inoxidable. El barrido catódico de potencial empezó en el potencial de
circuito abierto y terminó en -1.25V.
Se puede observar que los voltamperogramas presentan una región en la cual se alcanza
un valor constante de la densidad de corriente al cual se le conoce como densidad de
corriente límite (jl). El valor de la densidad corriente límite (catódica en este caso)
aumenta con la velocidad de rotación del electrodo. Este comportamiento es típico de
procesos electroquímicos con control por transferencia de masa en la capa de difusión,
es decir, la zona estancada inmediata a la superficie del electrodo, la cual al disminuir
por efectos de rotación facilita el transporte de las especies que se difunden hacia el
electrodo. En este caso la especie de interés difundiéndose, sería el ión telurito.
Al graficar los valores experimentales de la densidad de corriente límite contra la
velocidad de rotación del electrodo de acuerdo a la Ecuación 3.4 se obtiene la línea recta
mostrada en la Figura 4.15. Se puede observar que el factor de correlación es bastante
aceptable lo cual confirma, para este sistema, la dependencia de la densidad de corriente
límite con respecto a la velocidad de rotación del electrodo establecida por la ecuación
de Levich (3.4).
Cuando se realiza la extrapolación en la gráfica para un valor de w1/2=0 se obtiene un
valor de densidad de corriente mayor a cero, indicando que existen otros fenómenos
acoplados al proceso de transferencia de carga. Con el valor de la pendiente
(9.51mAs1/2/cm2) obtenida de la figura 4.15 se calculó el coeficiente de difusión de la
especie reactante, ion telurito, obteniendo un valor de D=2.05x10-6cm2/s. El cual se
concuerda razonablemente con el resultado obtenido por Montiel et al, (2002), de
3.33x10-6cm2/s para el ión telurilo en medio ácido.
Figura 4.14 Densidad de Corriente vs Potencial a Diferentes Valores de
Velocidad de Rotación del Electrodo. Electrodo de Acero inoxidable.
Solución real con 14.43g/L de Te, 1.89g/L de Se, 80g/L de NaOH, v=2mV/s.
Figura 4.15 Dependencia de la Densidad de Corriente Límite con Respecto a la
Velocidad de Rotación del Electrodo. Electrodo de Acero Inoxidable.
4.4.2 Electrodo de Grafito
En un intento para obtener un mejor definición de las zonas correspondientes a los
valores de la corriente límite se realizó un estudio con electrodo de trabajo de grafito. El
resto de las condiciones fueron similares a las utilizadas cuando se trabajó con el
electrodo de trabajo de acero inoxidable.
En la Figura 4.16 se presentan los voltamperogramas obtenidos para el sistema con
grafito. Se puede observar que se obtuvo una definición ligeramente mejor de la meseta
de corriente correspondiente a la densidad de corriente límite. De manera semejante a lo
observado con el electrodo de trabajo de acero inoxidable, la magnitud de la densidad de
corriente aumenta al aumentar la velocidad de rotación del electrodo de trabajo.
En concordancia con la mejor definición de los valores correspondientes a la corriente
límite observados en la figura 4.16, se obtiene también una mejor correlación cuando se
grafican los datos experimentales de densidad de corriente límite (jl) contra la velocidad
de rotación del electrodo (w1/2) como se muestra en la Figura 4.17.
El valor de la pendiente obtenida fue (9.67mAs1/2/cm2) de la figura 4.17, se calculó
nuevamente el valor del coeficiente de difusión, obteniendo D=2.10x10-6cm2/s. Este
valor es muy cercano al obtenido con los datos obtenidos en la experimentación con el
electrodo de trabajo de acero inoxidable.
En la extrapolación de la recta a w1/2=0 se obtiene un valor de densidad de corriente
mayor a cero (4.6mA/cm2) lo cual es indicativo de que además del proceso de
transferencia de carga algún otro proceso participa en el mecanismo de reacción
electroquímica. Con frecuencia, la adsorción de alguna especie electroactiva es
responsable de este tipo de comportamiento.
Figura 4.16 Densidad de Corriente vs Potencial a Diferentes Valores de
Velocidad de Rotación del Electrodo. Electrodo de Grafito.
Solución real con 14.43g/L de Te, 1.89g/L de Se, 80g/L NaOH, v=2mV/s.
Figura 4.17 Dependencia de la Densidad de Corriente Límite con Respecto a la
Velocidad de Rotación del Electrodo. Electrodo de Grafito.
4.5 Cronoamperometría.
Con el objetivo de evaluar el efecto de un posible fenómeno de adsorción sobre la
superficie del electrodo, durante la reacción de reducción electroquímica del telurio, se
utilizó la técnica de cronoamperometría. Mediante un tratamiento de integración, los
datos de corriente contra tiempo obtenidos por cronoamperometría se convirtieron a
datos de carga contra tiempo para su análisis posterior como cronoculombimetría
(Anson y Osteryoung, 1983).
En la Figura 4.18 se presentan los cronoamperogramas obtenidos aplicando un potencial
de -0.95V vs. ECS, que corresponde al potencial en que la reacción de reducción de
empieza a ser significativa. Estos resultados se obtuvieron para una solución real con
una concentración de 14g/L de Te y 1.89g/L de Se y 80g/L de NaOH (I); una solución
sintética con el mismo contenido de Te, Se y NaOH (II) y una solución de NaOH
únicamente (III).
Cuando se integran los datos de corriente para convertirlos a datos de carga es posible
hacer un tratamiento de los mismos que permita dilucidar las diferentes contribuciones
que constituyen el total de la carga que interviene en la reacción electroquímica
estudiada. Se considera que la carga total es la suma de las contribuciones de tres cargas,
de acuerdo a:
=
+
+
(4.3)
En la que Qt es la carga total, Qf es la carga faradáica, atribuida a la electrolisis de las
especies en solución, Qdc es la carga de la doble capa electroquímica y Qads es la carga
asociada a la adsorción de especies sobre el electrodo. De las tres contribuciones
señaladas, solo Qf es una función del tiempo de acuerdo a la ecuación integrada de
Cottrell (Bott y Heineman, 2004):
=
2
(4.4)
Donde Qf es la carga, n es número de moles transferidos por ión por molécula (eq/mol),
F es la constante de Faraday (96,485 C/eq), A es el área de la superficie del electrodo
(cm2), C0 es la concentración en el seno de la solución (mol/cm3), D0 es el coeficiente de
difusión (cm2/s) y t es el tiempo (s).
En base a lo anterior se puede generar la gráfica Q vs. t1/2, conocida como gráfica de
Anson, en la cual la ordenada al origen de la recta resultante, representa el valor de la
carga asociada a la doble capa y/o a procesos de adsorción.
En la Figura 4.19 se presenta la gráfica de Anson correspondiente a los datos de la
pruebas cronoamperométricas presentados en la Figura 4.18. Los coeficientes de
correlación que se obtuvieron fueron 0.997 para la solución de NaOH, 0.987 para la
solución sintética y 0.987 para la solución real.
Las rectas correspondientes a la solución sintética y de NaOH presentan una ordenada en
el origen de aproximadamente 2 C la cual corresponde a la carga asociada a la doble
capa electroquímica. Por otro lado, para la solución real se observa que la intersección
corresponde a una carga de aproximadamente 6 C. La diferencia entre esta carga y el
valor de la carga de la doble capa, se asocia a especies adsorbidas sobre el electrodo
Este resultado confirma la participación de un proceso de adsorción en el mecanismo de
reducción electroquímica del telurio en las condiciones estudiadas.
Figura 4.18 Comparación de los Cronoamperogramas de la Solución real, la Solución
Sintética y la Solución de NaOH a las Mismas Condiciones de Operación.
Figura 4.19 Gráfico de Anson para las tres Soluciones real,
Sintética e Hidróxido de Sodio.
4.6 Electrodeposición Masiva a Nivel Laboratorio.
Con el fin de tener una visión más cercana a lo que sería la posible aplicación del
método de reducción electroquímica para la producción de telurio, se llevaron a cabo
una serie de experimentos de electrodeposición en una celda experimental semejante a
las utilizadas a nivel industrial para la producción de otros metales como el cobre y el
zinc.
Tres experimentos de este tipo se llevaron a cabo utilizando un electrolito que contenía
69g/L de Te, 9.62g/L de Se y 80g/L de NaOH. El tiempo de electrodeposición de 3 y 10
horas, la corriente aplicada se mantuvo constante a 2.5mA y la diferencia de potencial
observada fue de aproximadamente 2.3V.
De acuerdo al resumen de resultados que se presenta en la Tabla 4.3, es posible llevar a
cabo la electrodeposición de telurio con una eficiencia de uso de corriente de
aproximadamente 95.68% al trabajar con una densidad de corriente del orden de
200A/m2.
Adicionalmente, es posible obtener un depósito que contiene un promedio de 98.43% de
Te y bajos contenidos de Na, Se, Pb y Si, como se muestra en los resultados
correspondientes al análisis químico elemental que se presenta en la Tabla 4.4 y en el
difractograma del depósito obtenido de telurio que se muestra en la Figura 4.20 en el
cual, prácticamente todos los picos corresponden a patrón de difracción de rayos X del
telurio elemental según la ficha 790736 de JCPDS.
Tabla 4.3 Resultados de las Pruebas de Electrodeposición a Escala Laboratorio.
Tiempo
Densidad
Eficiencia
Recuperado
Te
de corriente
de corriente
(h)
(A/m2)
(%)
(%)
(%)
3
203
97.26
6.29
99.29
3
206
90.23
5.84
96.94
10
189
99.56
21.46
99.06
Figura 4.20 Patrón de Difracción de Rayos X para Telurio Depositado.
Tabla 4.4 Análisis Elemental del Depósito
Elemento
Porcentaje en Peso
Muestra 1
Muestra 2
Muestra 3
Te
99.2863
96.9392
99.0559
Ag
0.0004
0.0019
0.004
Bi
<0.0001
<0.001
0.0005
Cu
0.035
0.0003
0.0182
Pb
0.1058
0.0944
0.0245
Se
0.067
0.3618
0.3162
Sb
0.0006
0.001
0.001
Na
0.4714
2.5425
0.5562
Fe
0.0015
0.0008
0.0053
Si
0.029
0.055
0.016