038 – Lösungsherstellung durch Auflösen

Das Herstellen einer Lösung mit bekannter Konzentration ist die am häufigsten durchgeführte Operation in jedem Labor. Ein Kalibrierungsstandard für ein Instrument, ein Reagenz für eine Titration, ein Puffer für eine Zellkultur, eine intravenöse Flüssigkeit, ein Sirup an einer Produktionsstraße – sie alle werden nach derselben dreistufigen Routine hergestellt: die Masse des gelösten Stoffes berechnen, die die Zielkonzentration erfordert, diese Masse abwiegen und auf ein bekanntes Endvolumen auffüllen. Es lohnt sich, diese Technik sorgfältig zu erlernen, da jedes spätere quantitative Ergebnis auf der Konzentration der zu seiner Gewinnung verwendeten Lösungen beruht.

Zwei Dinge machen das Verfahren weniger offensichtlich, als es aussieht. Das erste ist, dass die Konzentration auf verschiedene Weisen ausgedrückt werden kann, die numerisch unterschiedlich sind, aber dieselbe Menge beschreiben: eine Massenkonzentration in Gramm pro Liter, einen Massen-Volumen-Prozentsatz oder eine molare Konzentration in Mol pro Liter. Die korrekte Umrechnung zwischen ihnen macht die halbe Übung aus. Das zweite ist, dass Volumina von Flüssigkeiten und Feststoffen nicht additiv sind. Das Lösen eines Feststoffs in 100 ml Wasser ergibt keine 100 ml Lösung – es ergibt etwas mehr, da die gelösten Teilchen ihren eigenen Raum einnehmen. Aus diesem Grund wird eine Lösung immer so hergestellt, dass der gelöste Stoff in weniger als das Endvolumen und anschließendes Auffüllen bis zu einer kalibrierten Marke, und warum das verwendete Gefäß ein Messkolben anstelle eines Bechers Glases oder eines Messzylinders ist.

In diesem Laborversuch stellen Sie zwei Lösungen aus Saftkristallen her, jeweils mit einem Endvolumen von 100 ml: Lösung A mit einer Massenkonzentration von 25 g/l und Lösung B mit 5 % m/v, die Sie zunächst in Gramm pro Liter umrechnen müssen. Für jede Lösung berechnen Sie die erforderliche Masse, wiegen diese auf einer elektronischen Waage in einer tarierten Wägeschale ab, lösen sie in etwa 50 ml destilliertem Wasser in einem 100-ml-Messkolben auf, füllen bis zur Kalibrierungsmarke auf, mischen und füllen das Ergebnis in einen beschrifteten Becher um. Anschließend halten Sie beide Lösungen vor einer schwarzen Karte gegen eine Reihe von Referenzlösungen und bestimmen, welcher Referenzlösung jede einzelne entspricht – eine rein visuelle Schätzung der Konzentration und ein erster Einblick in das Prinzip der Kolorimetrie.

Bildungsziele

Am Ende dieses Labors werden die Schüler in der Lage sein:

Berechnung der Masse des gelösten Stoffes

• Stellen Sie die Definition der Massenkonzentration $C = m / V$ um, um die für eine angegebene Konzentration und ein angegebenes Volumen benötigte Masse zu erhalten: $m = C \cdot V$.
• Rechnen Sie die Massenkonzentration in Prozent (m/v) in Gramm pro Liter um und erklären Sie, warum 5 % m/v 50 g/L und nicht 5 g/L oder 50 g/kg entspricht.
• Geben Sie an, warum für Kristallzucker keine molare Konzentration angegeben werden kann, und berechnen Sie eine für eine Reinsubstanz bekannter molarer Masse.

Verwendung der elektronischen Waage

• Stellen Sie ein Wiegeschiffchen auf die Waage und tarieren Sie diese mit der Tara-Funktion auf Null, und erklären Sie, was das Tarieren mit dem angezeigten Wert macht.
• Geben Sie einen Feststoff mit einem Spatel in kleinen Portionen bis zu einer Zielmasse hinzu, anstatt zu viel hinzuzufügen und Material wieder entfernen zu müssen.
• Llesen Sie das Display bis zur Ablesbarkeit des Instruments ab und notieren Sie die Masse mit der korrekten Anzahl signifikanter Stellen.

Volumetrische Technik

• Verwenden Sie einen Messzylinder für ein ungefähres Volumen und einen Messkolben für das Endvolumen und begründen Sie die Wahl der jeweiligen Glasgeräte.
• Lösen Sie den gelösten Stoff in weniger als dem Endvolumen auf, füllen Sie dann bis zur Eichmarke auf und erklären Sie, warum die umgekehrte Reihenfolge zu einer zu verdünnten Lösung führt.
• Bringen Sie den Meniskus für den letzten Bruchteil eines Milliliters mit einer Pipette auf die Markierung.

Auflösung und Homogenisierung

• Erkenne das Lösen als eine physikalische Veränderung an, die ein homogenes Gemisch erzeugt, und identifiziere den gelösten Stoff und das Lösungsmittel.
• Durch Invertieren und Schwenken mischen, bis keine Kristalle mehr vorhanden sind, und erklären, warum eine Lösung nach dem Auffüllen bis zur Marke erneut gemischt werden muss.

Bestimmung einer Konzentration anhand der Farbe

• Vergleichen Sie eine farbige Lösung mit einer Reihe von Referenzen bekannter Konzentration vor einer schwarzen Karte und ordnen Sie die nächstliegende Übereinstimmung zu.
• Die Farbintensität nimmt mit der Konzentration zu, weil mehr gelöste Teilchen (Moleküle oder Ionen) im selben Volumen vorhanden sind. Wenn Licht durch die Lösung scheint, absorbieren mehr Teilchen das Licht einer bestimmten Wellenlänge. Da mehr Licht absorbiert und weniger durchgelassen (oder reflektiert) wird, erscheint die Farbe für das menschliche Auge dunkler oder intensiver (dies folgt dem Lambert-Beerschen Gesetz). Grenzen des visuellen Vergleichs: 1. **Subjektivität:** Die menschliche Farbwahrnehmung ist subjektiv und kann durch Beleuchtung, Hintergrund und individuelle Farbsehschwächen beeinflusst werden. 2. **Sättigung (Auge-Geh-Grenze):** Ab einer bestimmten Konzentration erscheint die Lösung maximal dunkel (gesättigt). Höhere Konzentrationen lassen sich mit dem bloßen Auge nicht mehr unterscheiden. 3. **Geringe Empfindlichkeit:** Sehr niedrige Konzentrationen liegen unterhalb der Wahrnehmungsschwelle des menschlichen Auges. 4. **Mangelnde Präzision:** Ein visueller Vergleich liefert nur qualitative oder semi-quantitative Ergebnisse, keine exakten Messwerte. 5. **Einfluss von Fremdstoffen:** Andere farbige Substanzen in der Lösung können die Wahrnehmung stören und zu Fehlinterpretationen führen.

Aktenführung

• Notieren Sie Massen, Volumen und Beobachtungen fortlaufend während der Arbeit, anstatt sie nachträglich zu rekonstruieren.

Protokoll

Rechts von Ihnen stehen zwei 100-ml-Bechergläser mit der Aufschrift A und B.

Herstellung einer süßen Lösung A

1. Wir möchten Saftkristalle hinzufügen, um eine Konzentration von 25 g/L in 100 mL Lösung zu erhalten. Diese Masse wird als m Kristalle bezeichnet.
2. Stellen Sie das leere Wägeschiffchen auf die Waage und stellen Sie sicher, dass die Waage auf Null steht, indem Sie die Tarataste drücken.
3. Verwenden Sie einen Spatel, um Safteiskristalle in das Wägeschiffchen zu geben, bis die Masse der Safteiskristalle die gewünschte Masse erreicht hat.

Zubereitung der Lösung

1. Messen Sie 50 mL destilliertes Wasser mit dem 50-mL-Messzylinder ab.
2. Gießen Sie das Wasser dann in einen 100-ml-Messkolben.
3. Übertragen Sie die Saftkristalle mithilfe eines Trichters von dem Wägeschiffchen in den Messkolben.
4. Setzen Sie den Stopfen auf den Messkolben und schwenken Sie ihn in kreisenden Bewegungen, bis die Saftkristalle vollständig gelöst sind.
5. Mit destilliertem Wasser bis zum genauen Endvolumen von 100 mL auffüllen.

Abschluss der Lösung

1. Setzen Sie den Stopfen auf den Messkolben und mischen Sie die Lösung vorsichtig.
2. Gießen Sie die Lösung aus dem Messkolben (Lösung A) in das als A gekennzeichnete Becherglas.

Vergleich

1. Vergleichen Sie Lösung A visuell mit den vorbereiteten Referenzlösungen (20, 25, 35, 50 und 55 g/L). Lösung A sollte der 25 g/L-Referenz entsprechen.
2. Hinweis: Stellen Sie sicher, dass sich die Lösungen vor einer schwarzen Karte befinden, um Farbänderungen deutlich zu unterscheiden.

Herstellung der Lösung B

1. Wir möchten Saftkristalle hinzufügen, um eine Konzentration von 5% m/v in 100 mL Lösung zu erhalten. Rechnen Sie diese Konzentration vor dem Abwiegen in g/L um. Diese Masse wird als m Kristalle bezeichnet.
2. Stellen Sie das leere Wägeschiffchen auf die Waage und stellen Sie sicher, dass die Waage auf Null steht, indem Sie die Tarataste drücken.
3. Verwenden Sie einen Spatel, um Safteiskristalle in das Wägeschiffchen zu geben, bis die Masse der Safteiskristalle die gewünschte Masse erreicht hat.

Zubereitung der Lösung

1. Messen Sie 50 mL destilliertes Wasser mit dem 50-mL-Messzylinder ab.
2. Gießen Sie das Wasser in einen 100-ml-Messkolben.
3. Übertragen Sie die Saftkristalle mithilfe eines Trichters von dem Wägeschiffchen in den Messkolben.
4. Setzen Sie den Stopfen auf den Messkolben und schwenken Sie ihn in kreisenden Bewegungen, bis die Saftkristalle vollständig gelöst sind.
5. Mit destilliertem Wasser bis zum genauen Endvolumen von 100 mL auffüllen.

Abschluss der Lösung

1. Setzen Sie den Stopfen auf den Messkolben und mischen Sie die Lösung vorsichtig.
2. Gießen Sie die Lösung aus dem Messkolben (Lösung B) in das als B gekennzeichnete Becherglas.

Vergleich

1. Vergleichen Sie Lösung B visuell mit den vorbereiteten Referenzlösungen (20, 25, 35, 50 und 55 g/L).
2. Lösung B mit einem m/v-Verhältnis von 5% sollte mit der Referenzlösung von 50 g/L übereinstimmen und sichtbar dunkler sein als Lösung A.

Erwartete Ergebnisse

Die beiden zu wiegenden Massen. Die Massenkonzentration ist definiert als C = m / V, sodass die für eine angegebene Konzentration und ein angegebenes Volumen benötigte Masse des gelösten Stoffes m = C × V ist. Für Lösung A ist die Konzentration direkt gegeben: m_A = 25 g/l × 0,1000 l = 2,50 g. Für Lösung B wird die Konzentration in Prozent angegeben und muss zunächst umgerechnet werden. Ein Massenprozent bedeutet Gramm gelöster Substanz pro 100 mL Lösung, also 5 % m/v = 5 g / 100 mL = 50 g/L, und m_B = 50 g/l × 0,1000 l = 5,00 g. Lösung B ist daher genau doppelt so konzentriert wie Lösung A – genau dieses Verhältnis soll durch den visuellen Vergleich am Ende des Praktikums verdeutlicht werden. Der häufigste Fehler bei dieser Berechnung besteht darin, 5 % m/v als 5 g/L zu lesen, was um den Faktor zehn zu niedrig ist; der zweithäufigste Fehler ist, den Wert als 5 % nach Masse zu interpretieren, was eine Umrechnung der Dichte der Lösung erfordern würde.

Was die Waage anzeigt und was das Tarieren bewirkt. Das Wägeschiffchen wird auf die Waagschale gestellt und die Tarataste gedrückt, wodurch das Schiffchen von jedem nachfolgenden Messwert abgezogen wird, sodass das Display dann nur die Masse der Kristalle anzeigt und der Student die Subtraktion nie vornehmen muss. Der Beleg dafür, dass dies geschehen ist, zeigt sich am Ende des Wägevorgangs: Wenn das tarierte Schiffchen von der Waagschale gehoben wird, zeigt die Waage −0,5 g an, was der Masse des Schiffchens mit umgekehrtem Vorzeichen entspricht. Die Kristalle gelangen vom Spatel in festen Portionen von 1,25 g, sodass das Display für Lösung A auf 1,25 → 2,50 g und für Lösung B auf 1,25 → 2,50 → 3,75 → 5,00 g springt und beide Zielwerte exakt erreicht werden.

Warum der Gelöste Stoff in weniger als dem Endvolumen gelöst wird. Volumina sind beim Lösen eines Feststoffs nicht additiv: Die gelösten Teilchen nehmen einen eigenen Raum ein, sodass die Lösung mehr Platz beansprucht als das Lösemittel allein. Bei Saccharose beträgt das scheinbare molare Volumen in verdünnter wässriger Lösung etwa 211 cm³/mol, daher ergeben die 5,00 g des gelösten Stoffes in Lösung B (5,00 / 342,30 = 0,0146 mol) ein Volumen von etwa 0,0146 × 211 ≈ 3,1 mL. Ein Schüler, der 5,00 g in abgemessenen 100 mL Wasser auflöst, würde am Ende etwa 103 mL Lösung mit einer Konzentration von 5,00 g / 0,103 L = 48,5 g/L — 3 % niedrig, was weitaus größer ist als jeder andere Fehler im Verfahren. Das Auflösen in etwa 50 mL und das anschließende Auffüllen bis zur Kalibrierungsmarke beseitigt das Problem vollständig, da die Markierung das Volumen des Lösung, und nicht des Wassers. Aus diesem Grund wird der Messkolben nach dem Auffüllen auch verschlossen und noch einmal kopiert: Die letzten wenigen Milliliter Wasser befinden sich auf einer bereits konzentrierten Lösung und vermischen sich nicht von alleine.

Warum wird die Konzentration nicht in mol/L angegeben?. Eine molare Konzentration setzt eine molare Masse voraus, und Saftkristalle sind eine Mischung aus Saccharose, einer Säure, einem Farbstoff und Aromen ohne eine einheitliche molare Masse. Für reine Saccharose (M = 342,30 g/mol) würden die beiden Lösungen 25 / 342,30 = 0,073 mol/l und 50 / 342,30 = 0,146 mol/l entsprechen, und diese Zahlen lohnen sich als Übung zu berechnen – sie dürfen jedoch nicht auf dem Etikett einer aus einem Handelspulver hergestellten Lösung stehen. Die Massenkonzentration und der m/v-Prozentwert sind hier genau deshalb die richtigen Einheiten, weil sie keine Annahme darüber treffen, worum es sich bei dem gelösten Stoff handelt.

Der Vergleich mit der Referenzserie. Die fünf in der Simulation vorhandenen Referenzröhrchen sind mit 20, 25, 35, 50 und 55 g/l beschriftet und werden vor einer schwarzen Karte betrachtet, da ein dunkler Hintergrund das einfallende Raumlicht ausblendet und nur die Farbe der Lösung sichtbar macht. Die Farbintensität nimmt mit der Konzentration zu, und zwar aus dem im Beer-Lambert-Gesetz A = εlc dargelegten Grund: Da die Weglänge l durch das Röhrchen und die molare Absorptionskonstante ε durch den Farbstoff festgelegt sind, ist die Extinktion ausschließlich proportional zur Konzentration. Lösung A sollte dem Röhrchen mit 25 g/L zugeordnet werden und Lösung B dem Röhrchen mit 50 g/L; dabei sollte B sichtbar dunkler als A sein, da sie doppelt so konzentriert ist. Die übrigen Optionen der Reihe dienen als Ablenkungsmöglichkeiten, und eine davon ist wirklich schwer zu unterscheiden: 50 und 55 g/l unterscheiden sich nur um 10 %, was an der Grenze dessen liegt, was das Auge zuverlässig unterscheiden kann, oder sogar darunter; daher hat ein Schüler, der Lösung B dem Röhrchen 5 statt dem Röhrchen 4 zuordnet, keine unvernünftige Entscheidung getroffen.

Was die beiden Lösungen bewirken und was nicht. Saftkristalle sind ein Gemisch und keine reine Verbindung, daher haben sie keine Molmasse und die Lösungen keine Molarität. Alle oben in mol/l angegebenen Werte dienen lediglich zur Veranschaulichung, wie die Berechnung für einen reinen gelösten Stoff wie Saccharose ablaufen würde; sie beschreiben nicht den tatsächlichen Inhalt des Kolbens. Das ist der eigentliche Grund, warum im Labor mit g/l und in Prozent m/v gearbeitet wird, und es lohnt sich, dies den Studierenden zu erklären, die oft davon ausgehen, dass jede Konzentration letztendlich in eine Molarität umgerechnet werden muss.

Zwei Punkte zur Wägung. Der Dispenser gibt Kristalle in festen Portionen von 1,25 g ab, sodass beide Zielmassen exakt erreicht werden und der Messwert niemals überschritten wird. Die Studierenden sollten wissen, dass bei einer echten Waage die letzte Annäherung an eine Zielmass der kritische Teil des Arbeitsgangs ist und dass dies durch Aufklopfen auf den Spatel statt durch Schütten geschieht. Und da jede eingewogene Masse akzeptiert wird, muss die Arithmetik vor Beginn des Wiegens auf dem Papier überprüft werden: Ein Studierender, der 0,5 g berechnet, wo 5 g erforderlich waren, beendet das Praktikum ohne Schwierigkeiten und stellt einfach eine Lösung her, die zu blass aussieht. Dies auf dem Papier zu erkennen und nicht an der Waage, ist die Angewohnheit, die es zu entwickeln gilt.

Temperatur und warum die Marke wichtig ist. Ein Messkolben wird bei einer angegebenen Temperatur kalibriert, meist 20 °C, da sich sowohl das Volumen des Glases als auch die Dichte der Lösung damit ändern. Präzises Arbeiten lässt die Lösung daher Raumtemperatur erreichen, bevor die endgültige Justierung auf die Markierung erfolgt. Aus diesem Grund wird das Wasser auch in zwei Schritten zugegeben, anstatt zu Beginn vollständig abgemessen zu werden: Das Lösen eines Feststoffs verändert das Volumen der Flüssigkeit, manchmal nach oben und manchmal nach unten, sodass die einzige Möglichkeit, genau 100 ml zu erhalten Lösung ist, zuerst aufzulösen und anschließend aufzufüllen. Würde man 100 ml Wasser abmessen und dann die Kristalle hinzufügen, ergäbe dies ein anderes – und unbekanntes – Endvolumen.

Zusammenfassung der Aufgaben nach Klassenstufen

9. bis 10. Klasse

Konzentration. Der Wortschatz und die Routine: gelöster Stoff, Lösungsmittel, Lösung, Konzentration; abwiegen, lösen, auf Volumen auffüllen, mischen.

• Berechnen Sie die für Lösung A benötigten 2,50 g aus C = m / V, wobei die Einheiten bei jedem Schritt ausgeschrieben werden.
• Führen Sie beide Vorbereitungen durch und notieren Sie die auf der Waage angezeigte Masse sowie das Referenzröhrchen, zu dem die jeweilige Lösung passt.
• Erklären Sie in Ihren eigenen Worten, warum die Waage mit dem Wägeschiffchen auf der Waagschale tariert wird.
• Ordnen Sie die fünf Referenzröhrchen allein nach Augenschein nach ihrer Konzentration an und überprüfen Sie dann die Reihenfolge anhand der Etiketten.

11. Klasse

Konzentration. Einheitenumrechnung, quantitativer Vergleich und die Begründung für jeden Schritt der Methode.

• Rechnen Sie 5 % m/v in g/L und in mol/L für reine Saccharose um und erklären Sie, warum bei Saftkristallen nur die erste Umrechnung zulässig ist.
• Sagen Sie vor dem Betrachten voraus, mit welcher Referenzröhrchen-Lösung B übereinstimmen sollte, und begründen Sie die Vorhersage anhand des Verhältnisses der beiden Konzentrationen.
• Erklären Sie, warum der gelöste Stoff in etwa 50 ml gelöst und erst danach bis zur Marke aufgefüllt wird und wie hoch die Konzentration wäre, wenn die Kristalle stattdessen in abgemessene 100 ml Wasser gegeben würden.
• Geben Sie die Konzentration jeder Lösung mit der Anzahl der signifikanten Stellen an, die durch die Messgeräte gerechtfertigt ist.

12. Klasse / College-Niveau

Konzentration. Die physikalische Grundlage des Farbvergleichs.

• Verwenden Sie das scheinbare molare Volumen von Saccharose, um die Volumenänderung beim Lösen zu berechnen.
• Das Lambert-Beersche Gesetz besagt, dass die Absorption $A$ proportional zur Konzentration $c$ der absorbierenden Spezies, der Schichtdicke $d$ der Probe und dem molaren Extinktionskoeffizienten $\varepsilon$ ist: $A = \varepsilon \cdot d \cdot c = -\log_{10}(I/I_0)$, wobei $I$ und $I_0$ die durchgelassene bzw. eingestrahlte Lichtintensität sind. Eine visuelle Vergleichsserie funktioniert, weil das menschliche Auge (bzw. das Gehirn) relative Intensitäts- und Farbtonunterschiede zwischen nebeneinanderliegenden Proben wahrnehmen kann. Da bei einer Standard-Vergleichsserie die Schichtdicke $d$ und der Stoff $\varepsilon$ konstant sind, skaliert die Transmission $I/I_0 = 10^{-\varepsilon d c}$ direkt mit der Konzentration. Das Auge kann somit Unterschiede in der Konzentration über die daraus resultierenden Unterschiede in der Helligkeit oder Farbsättigung der Lösung detektieren. Um den kleinsten Konzentrationsunterschied $\Delta c$ zu schätzen, den das Auge erkennen kann, nutzen wir das Webersche Gesetz der Psychophysik. Dieses besagt, dass die kleinste wahrnehmbare relative Änderung der Lichtintensität $\Delta I / I$ näherungsweise konstant ist. Für das menschliche Auge liegt diese Weber-Fraktion unter guten Bedingungen (nebeneinanderliegende Proben, optimale Beleuchtung) bei etwa $\Delta I / I \approx 0,01$ bis $0,02$ (1–2 %). Aus dem Lambert-Beerschen Gesetz folgt durch Differentiation nach der Konzentration: $\frac{dI}{dc} = -I \cdot \ln(10) \cdot \varepsilon \cdot d$ Daraus ergibt sich für die relative Intensitätsänderung: $\frac{\Delta I}{I} \approx -\ln(10) \cdot \varepsilon \cdot d \cdot \Delta c$ Setzen wir die minimale vom Auge wahrnehmbare Intensitätsänderung von $\Delta I / I \approx 0,01$ ein, erhalten wir für die kleinste messbare Konzentrationsdifferenz $\Delta c_{\min}$: $\Delta c_{\min} \approx \frac{0,01}{\ln(10) \cdot \varepsilon \cdot d} \approx \frac{0,0043}{\varepsilon \cdot d}$ Unter idealen Laborbedingungen (hoher Kontrast, optimale Transmission um $I/I_0 \approx 0,36$ bis $e^{-1}$) kann das menschliche Auge daher Konzentrationsunterschiede auflösen, die eine relative Absolutänderung der Transmission von rund 1 % bewirken. Das entspricht einem Bruchteil von etwa $0,43 / (\varepsilon \cdot d)$ der jeweiligen Referenzkonzentration.
• Schlagen Sie einen Aufbau für die Referenzreihe vor, mit dem ein Student eine Konzentration auf 10 % genau bestimmen kann, und geben Sie an, wie viele Röhrchen dafür im Bereich von 20 bis 55 g/L benötigt würden.
• Identifizieren Sie die Schritte, bei denen die Simulation einen realen Laborfehler nicht reproduzieren kann, und beschreiben Sie, wie ein Lehrkraft bei der Bewertung kompensieren sollte.

Labor-Grundausstattung

Instrumente

• Elektronische Waage (Auflösung 0,01 g, mit Tariertaste)
• Wägeschiffchen × 2 (Masse ca. 0,5 g; genannt das Korb in der Simulation
• Spatel
• Messzylinder (50 mL)
• Messkolben (100 ml, mit Stopfen) × 2
• Trichter
• Tropfpipette zum Einstellen des Meniskus auf die Kalibriermarke
• Bechergläser (100 ml) × 2, beschriftet mit A und B
• Reagenzglasgestell mit den fünf Referenzlösungen
• Schwarze Vergleichskarte

Produkte

• Fruchtsaftkristalle (Pulver)
• Destilliertes Wasser
• Referenzlösungen von Saftkristallen: 20, 25, 35, 50 und 55 g/L