Ich kann kein Aramäisch, aber im Notfall würde ich die hebräische Schreibung neh­men und sie dann Buchstabe für Buchstabe ins aramäische Alphabet transliterieren (da gibt es eine klare 1:1-Entsprechung zwischen den Buchstaben).

Die hebräische Schreibung läßt sich leicht er die hebräische Wikipedia recherchieren, da brauchst Du ja nur nach Leuten mit dem entsprechenden Vornamen zu suchen.

Wahrscheinlich hast Du keine weiteren Folgen zu befürchten, aber das Einatmen von dem Zeug sollte eher vermieden werden — Sekundenkleber besteht aus Cyanacrylat, das mit Spuren von Wasser sehr rasch zu festem Polycyanacrylat polymerisiert. Wenn es Dir irgendwo auf den Körper kommt, auch Lunge oder Augen, dann härtet es dort sofort aus, und das kann Reizungen ergeben.

Weil man vermutlich zwei HCl-Moleküle braucht, um eine H₂-Molekül zu erhalten, etwa

Cr + 2 HCl ⟶ H₂ + CrCl₂

maximal 30 Tage.

Aus demselben Grund, aus dem zwei Dutzend Schuhe und ein Dutzend Schuhpaare gleich viele Schuhe enthalten.

In grober Näherung verdoppelt sich der relative Fehler — z.B. 10% auf 20% in (10±1)² = 100±20, das kannst Du sofort verstehen weil (10±1)² = 100 ± 20 + 1 ≈ 100 ± 20

Soweit ich Dich verstehe, willst Du folgende Frage beantwortet haben:

Ich habe eine Lösung einer potentiell mehrprotonigen Säure mit bekannten pKₐ-Werten und bekannter Konzentration. Wie kann ich ausrechnen, wieviel NaOH ich zugeben muß, um exakt pH=7 zu erreichen?

Das läßt sich tatsächlich ohne allzu große Schmerzen ausrechnen, und eigentlich ist das verwunderlich, denn Fragestellungen der Art „Welchen pH hat die Lösung“ sind viel schwieriger zu schlachten, und man muß entweder Näherungsformeln ver­wenden oder komplizierte Gleichungen numerisch erschlagen — exakte Gleichungen kenne ich nur für einbasige Säuren.

Der Kernpunkt zum Lösen des Problems ist, daß wir den pH-Wert kennen. Damit ken­nen wir aber auch die relativen Anteile der Säure, ihres Monoanions, ihres Dikat­ions etc — sogar, wenn wir mehrere mehrbasige Säuren in der Suppe hätten, würde die Rech­nung nicht wesentlich komplizierter werden, man müßte einfach eine nach der an­de­ren durchrechnen.

Rechnen wir also den Fall einigermaßen allgemein mit einer n-basigen Säure durch, dann haben wir die Säurekonstanten K₁, K₂, K₃, … Kₙ mit ihren jeweiligen Gleichgewich­ten und den Konzentrationen c₀, c₁, c₂, c₃, … cₙ für die Spezies HₙX, Hₙ₋₁X¯, Hₙ₋₂X²¯, … Xⁿ¯. Wenn wir wüßten, welche Speziesverteilung am gewünschten pH vorliegt, dann wüß­ten wir sofort, wieviel NaOH wird zufügen müssen, nämlich genug, um die rich­tige Men­ge H⁺ von der Säure runterzureißen: c₁+2c₂+3c₃+…+ncₙ (natürlich noch zu multi­plizieren mit dem Volumen, in dem das ganze stattfindet).

Was wir also wirklich brauchen, ist die Speziesverteilung am gewünschten pH. Und das geht einfacher als erwartet. Dazu schreibe ich die einzelnen Gleichgewichte mit ihren Gleichgewichtskonstanten an, und verwende das Symbol x für x=c(H₃O⁺)=10¯⁷ mol/l:

(ich kopiere die Formeln einfach aus einem Dokument heraus, das ich einmal ge­schrie­ben habe; dort steht N für die Zahl der Protonen in der Säure, aber hier im Text muß ich n schreiben, weil ich es sonst nur mit Schmerzen tiefstellen kann)

Diese Gleichgewichte kann man leicht als eine Art Rekursionsbeziehung formulieren, indem man sie einfach miteinander multipliziert:

Diese Vorfaktoren, die im Zähler Produkte von Säurekonstanten sind und im Nenner eine Potenz von x haben, sind einfach die Verhältniszahlen für unsere Konzentratio­nen in der Endlösung. Man kann mit ihnen numerisch herumfummeln (oft sind einige so klein, daß man sie nicht zu berücksichtigen braucht), oder die Formeln zusammen­fassen und auf die Gesamtmenge normieren, dann bekommt man den handlichen Ausdruck

als Anteil der i-ten Spezies (also Hₙ₋ᵢXⁱ¯) in der Lösung bei pH=−lg(x).

Denken wir uns das an ein paar Beispielen durch. Der Anteil der maximal protonierten Form ist für unsere Anwendung nicht relevant (weil die ja kein NaOH verbraucht), und in der Praxis sind viele Anteile so klein, daß sie keine Rolle spielen.

• Als erstes Beispiel nehme ich die Zitronensäure mit den pKₐ-Werten 3.09, 4.75 und 5.41. Alle davon sind deutlich kleiner als 7, also können wir schätzen, daß bei pH=7 die Zitronensäure fast vollständig deprotoniert sein wird; man erreicht also pH=7, indem man die ca die dreifache Stoffmenge NaOH zugibt (also vollständig neutra­lisiert). Um es genau zu bekommen, berechnen wir die Anteile von H₃Cit bis Cit³¯ als 17 ppb (braucht man letztlich nicht), 0.014% (fast ver­nachlässigbar), 2.5% (nicht vernachlässigbar) und 97.5% (Hauptbrocken). Wir müssen also pro Mol Zi­tro­nen­­säure 0.000141 mol NaOH (zur Bildung von H₂Cit¯), zweimal 0.0251 = 0.0501 mol NaOH (zur Bildung von HCit²¯) und zuletzt noch dreimal 0.975 = 2.924 mol NaOH (zur Bildung des Cit³¯) zugeben, insgesamt also 2.9747 mol NaOH. Das ist knapp 1% weniger als die schnell geschätzten drei Mol.
• Dieselbe Rechnung mit H₃PO₄ (pKₐ=2.148, 7.198 und 12.319) gibt die Anteile 0.00086% für H₃PO₄, 61.2% für H₂PO₄¯, 38.8% für HPO₄²¯ und 0.00019% für PO₄³¯, und die nötige Stoffmenge NaOH beträgt dann 1.3879 mol NaOH pro Mol H₃PO₄.

So wie beschrieben, funktioniert das Verfahren nur für pH=7. Es läßt sich aber leicht zu beliebigen pH-Werten verallgemeinern, indem man das Wassergleichgewicht mit­berücksichtigt, das gibt dann noch einen zusätzlichen Basenbedarf c(OH¯)−c(H₃O⁺). Leider kommt damit aber noch noch eine Konzentrationsabhängigkeit hin­zu, die wir bei pH=7 nicht haben, weil da der Korrekturterm Null ist.

Auch dazu ein Beispiel: Nimm an, wir haben eine Zitronensäure und wollen sie auf pH=​4.5 bringen. Die Anteile der vier Spezies sind unter diesen Bedingungen nach obi­ger Formel für x=10¯⁴·⁵ mol/l=0.00003162 mol/l folgendermaßen: 2.329%, 59.865%, 33.664% und 4.142%. Pro Mol Zitronensäure brauchen wir also 1.3962 mol NaOH.

Gleichzeitig muß die Lösung aber noch die notwendigen 0.00003162 mol/l H₃O⁺ ent­halten, damit sie auch wirklich pH=4.5 hat. Wir müssen also pro Liter Lösung 0.00003162 mol NaOH weniger verwenden als berechnet (den Beitrag der OH¯ kön­nen wir vernachlässigen, weil bei pH=4.5 c(H₃O⁺)≫c(OH¯) ist).

• Nimm an, wir haben 1 l einer 1 mol/l Zitronensäurelösung und wollen sie auf pH=4.5 bringen. Dann schütten wir einfach 1.3962−0.00003162≈1.3962 mol NaOH dazu; die Korrektur spielt also keine Rolle.
• Aber jetzt wollen wir dasselbe für einen Liter 0.001 mol/l Zitronensäure. Wir brauch­en also ein Tausendstel des obigen nämlich 0.0013962 mol NaOH für die Zitronensäure und ziehen davon 0.00003162 für den Liter ab, insgesamt macht das 0.0013646 mol NaOH, eine kleine aber merk­liche Korrektur.
• Alternativ dasselbe: Wir lösen 1 mol Zitronensäure in 1000 l Wasser, dann brau­chen wir 1.3962 mol NaOH für die Zitronensäure minus 0.03162 mol für die 1000 Liter, also 1.36456 mol NaOH insgesamt. Das ist also konsistent.

Es ist schon recht spät und ich hoffe, daß sich diese Geschichte einigermaßen ver­ständ­lich und unfallfrei hingekriegt habe. Wenn nicht, dann frag nach. Ich werde es mir morgen auch noch einmal mit klarerem Kopf durchlesen und gegebenenfalls Fehler oder Verworrenheiten korrigieren.

P.S.: Vielleicht ist es auch instruktiv, das einmal für eine einbasige Säure durchzurech­nen. Dann brauchen wir nur den Anteil der deprotonierten Form zu kennen, und unser knusprige Ausdruck von oben vereinfacht sich für n=1 und i=1 zu einem simplen Kₐ/(x+Kₐ). Für Essigsäure mit pKₐ=4.74 bzw. Kₐ=1.82⋅10¯⁵ mol/l bekommen wir bei pH=7 den Acetat-Anteil 99.45%; man muß also pro Mol Essigsäure 0.9945 mol NaOH zu­ge­ben, um bei pH=7 zu landen.

Bei pH=4 bzw. x=c(H₃O⁺)=0.0001 mol/l ist der Acetatanteil aber nur 15.395%; wir müs­sen zum Erreichen von pH=4 also nur 0.15395 mol NaOH zugeben, aber da kommt noch der Korrekturterm dazu:

• Für einen Liter 1 mol/l Essigsäure brauchen wir 0.15395−0.0001=0.15385 NaOH, der Korrekturterm stellt sicher, daß wir nachher auch wirklich 10¯⁴ mol/l H₃O⁺ in der Lösung haben.
• Für einen Liter 0.001 mol/l Essigsäure sind es dann 0.00015395−0.0001=​0.0005395 mol NaOH. Der Korrekturterm macht dabei eine ganze Menge aus.

Wenn man mit einer pH-Elektrode titriert, dann sieht man ja die ganze Titrationskurve und kann den Äquivalenzpunkt aus der Kurve herausrechnen. Deine Meßserie liefert vielleicht Datenpunkte, die ungefähr so aussehen

und dann kannst Du natürlich leicht eine Kurve hineinfitten, an deren Punkt der höchsten Steigung Du den Äquivalenzpunkt findest:

Wenn Du dagegen nach Großvaters Art mit pH-Indikator titrierst, dann hilft nur gute Ar­beits­­technik: Mit Erfahrung merkt man beim Hineintropfen, ob die Titration bald am Ende ist, und reagiert darauf, indem man immer kleinere Volumina Maßlösung zu­tropft, in der Nähe des Äquivalenzpunktes nur noch einzelne Tropfen oder sogar halbe Tropfen. Auch das geht sehr genau, wenn man es anständig gelernt und geübt hat.

Ja, KHSO₄ oder NaHSO₄ sind saure Salze, weil das HSO₄¯-Ion noch ein H⁺ abgeben kann und das auch sehr gerne tut. Wäßrige KHSO₄-Lösungen sind deshalb ziemlich sauer, sogar noch ein Stück saurer als Essigsäure oder Phosphorsäure.

Hier siehst Du es genauer:

• Die x-Achse gibt die Konzentration logarithmisch an (c=10¯ˣ)
• Die schwarze Kurve zeigt den pH-Wert einer entsprechenden KHSO₄-Lösung
• Die weiße Kurve ist die erste Ableitung davon; aus theoretischen Gründen erwartet man einen Wert von ½ für schwache und 1 für starke Säuren
• In der Lösung findet man bei hohen Konzentrationen x<1 → c>0.1 mol/l vor­wie­gend HSO₄¯-Ionen (violette Hintergrundfarbe), aber bei kleineren Konzentrationen x>3 → c<0.001 mol/l fast nur noch Sulfationen (blauer Hintergrund), dalso ist das Hydrogensulfat dann völlig deprotoniert.
• Die gelbe punktierte Kurve zeigt den pH-Wert, den man mit der Formel für schwa­che Säuren herausbekommt; sie stimmt notdürftig für konzentrierte Lösun­gen (x=0 → c=1 mol/l), weicht aber bei höherer Verdünnung dramatisch vom richtigen Wert ab.
• Dagegen bekommt man mit der Formel für starke Säuren (die orange punktierte Kurve) gute Resultate für x>2 → c<0.01 mol/l.

Also ja, KHSO₄ benimmt sich in Wasser wie eine mittelstarke Säure. Das gewöhnliche Kaliumsulfat, K₂SO₄, ist dagegen fast neutral und nur ganz schwach basisch, mit pH-Werten von 7 bis 8 je nach Konzentration — es hat ja kein H⁺ mehr, das es abgeben könnte.

Wenn konzntrierte Schwefelsäure gemeint ist: Die ist w=98.3%ig und hat eine Dichte von ρ=1.836 g/ml. Deine 0.8 ml wiegen also m=ρV=​1.469 g, davon sind 98.3% also 1.444 g H₂SO₃, das sind n=m/M=​14.72 mmol.

Die Neutralisationsreaktion lautet:

H₂SO₄ + 2 NaHCO₃ ⟶ Na₂SO₄ + 2 CO₂ + 2 H₂O

Wir brauchen also die doppelte Stoffmenge, n=29.44 mmol NaHCO₃, das sind m=​nM=​2.47 g.

Für eine andere Konzentration der Schwefelsäure mußt Du anders rechnen, und be­kommst etwas anderes heraus.

[falʃ]

H₃PO₄ + H₂O ⟶ H₂PO₄¯ + H₃O⁺

Dieser Schritt bestimmt die Konzentrationen an H₂PO₄¯ und H₃O⁺, und die beiden werden 1:1 gebildet. Da es keine anderen nennenswerten Quellen oder Senken für diese beiden Ionen gibt, liegen diese in der Lösung auch im Verhältnis 1:1 vor. Das steht auch auf Deinem Zettel so, nach „Wir können somit ansetzen“.

Im Gleichgewichtsausdruck für die zweite Säurekonstante steht H₃O⁺ im Zähler und H₂PO₄¯ im Nenner. Also kann man die beiden wegkürzen, und es bleibt Kₐ₂=c(HPO₄²¯) übrig.

Beachte, daß c(H₃O⁺)=c(H₂PO₄¯) nur in reinen Lösungen von H₃PO₄ gilt; wenn Du noch Phosphat, Natronlauge oder Salzsäure dazuschüttest, gilt es nicht mehr. Selbst in reinen H₃PO₄-Lösungen gilt es nur näherungsweise, weil die zweite Protolysestufe und das Wassergleichgewicht noch weitere H₃O⁺ liefern; das ist aber vollkommen vernachlässigenswert, solange die Konzentration der H₃PO₄ nicht absurd klein wird und in den Bereich von 10¯⁷ mol/l kommt.

Bei allen Säuren gilt: Wenn man eine kleine Menge davon in eine Lösung mit irgend­einem pH-Wert schüttet, dann liegt diese Säure deprotoniert vor (also in der Basen­form), wenn pH≫pKₐ, und umgekehrt protoniert (in der Säureform) wenn pH≪pKₐ.

(ich habe „eine kleine Menge geschrieben“, damit der pH der Lösung vom Zusatz der neuen Säure nicht merklich beeinflußt wird)

Alles hängt also von der Säurekonstante (dem pKₐ) ab. Hier zeige ich es Dir für Ameisensäure:

Diese Graphik zeigt ziemlich viel und mehr als Du haben willst. Auf der x-Achse ist der pH-Wert aufgetragen, und die Hintergrundfarben rot/blau stenen für die jeweiligen An­teile Ameisensäure HCOOH und Formiat HCO₂¯ im Gleichgewicht. Der pKₐ-Wert be­trägt 3.77 (schwarze Markierung am unteren Rand), und Du siehst, daß in Lösungen, die saurer sind als 3.77 die Ameisensäure (rot) im Gleichgewicht dominiert, in alkali­scheren Lösungen dagegen das Formiat (blau).

(Diese Gesetzmäßigkeiten kommen aus dem Massenwirkungsgesetz und gelten für al­le Säuren. Natürlich gibt es sehr starke Säuren wie HCl (pKₐ≈−6), die immer voll­stän­dig dissoziiert (also in Form der Base, in diesem Fall Cl¯, vorliegen)sind, weil es ein­fach keine wäßrige Lösung gibt, die sauer genug wäre, das zu unterbinden — es gibt ja keine wäßrige Lösung mit pH=−6.)

Wenn Ameisensäure und Formiat verschiedene Farben hätten, dann könnte man Ameisensäure also als Indikator verwenden; für pH≪3.77 würde man eine andere Farbe sehen als für pH≫3.77. Leider sind aber beide farblos, zumindest für unsere Augen, daher ist Ameisensäure kein brauchbarer Indikator.

Und jetzt solltest Du verstehen, was ein Indikator ist: Das ist einfach eine Säure mit einem pKₐ-Wert zwischen 0 und 14, bei der die Säure und ihre konjugierte Base ver­schiedene Farbe haben (in der organischen Chemie kommen solche Vögel häufig vor). Bei pH≪pKₐ sieht man die Säurefarbe, bei pH≫pKₐ sieht man die Basenfarbe, und rund um den pKₐ gibt es einen Bereich (etwa pKₐ±1), in dem die Farbe gemischt aussieht weil die Säure- und Basenform des Indikators in ungefähr gleichen Mengen vorliegt.

Licht breitet sich mit Lichtgeschwindigkeit aus. Das sind 300000 km/s, oder sieben­ein­halb Erdumfänge pro Sekunde.

Das Licht braucht also ungefähr 0.13 s um einmal rund um die Welt zu reisen. Das ist eine kurze aber gerade noch wahrnehmbare Zeitspanne — wenn ein Bild im Spiegel mit 0.13 s Verzögerung auftaucht, würdest Du das bemerken.

Deine Idee, eine Kette von Spiegeln rund um die Welt aufzustellen, wird jedoch aus anderen Gründen nicht funktionieren — Du würdest viel zu viel Licht an unsaubere Spiegel oder Streuung in der Luft verlieren und hättest am Ende kein sichtbares Bild.

Naja, es hat Elektronen. Und Elektronen können Bindungen eingehen.

Im SF₂ haben auch alle Elemente Edelgaskonfiguration, aber trotzdem reagiert es mit F₂ zu SF₄ und sogar SF₆. Ähnlich kann auch Xe die Fluoride XeF₂, XeF₄ und sogar XeF₆ bilden, oder die Oxide XeO₃ und XeO₄. Die meisten chemischen Reaktionen finden ja zwischen Molekülen mit Edelgaskonfiguration bei allen Atomen statt, und die Trieb­kraft für diese Reaktionen stammt aus den neuen Bindungen, weil die Produkte mehr Bindungen oder stabilere Bindungen als die Edukte haben.

In der Hitze zerfallen die Ester nicht (wo sollte auch das Wasser dazu herkommen?). Aber man kann sie mit Natronlauge kochen, dann zerfallen sie in Alkohol+Säure, und die Säure bildet mit der NaOH ein Salz; den Alkohol kann man je nach Siedepunkt vielleicht abdestillieren.

Es bildet sich Ammoniumsulfat, ein wasserlösliches Salz:

2 NH₃ + H₂SO₄ ⟶ (NH₄)₂SO₄

so daß dem Gas aller NH₃ entzogen wird.

Zuerst eine Warnung: Deine Dichte von 1.66 g/cm³ bezieht sich auf feste Zitronen­säure und hat im wesentlichen keinen Bezug zur Aufgabenstellung. Eine 0.5%ige Zitronensäurelösung besteht einfach aus 5 g Zitronensäure pro Kilo der Lösung, und die Volumina und Dichten spielen keine Rolle.

Wenn Du also 50 ml einer 0.5% Zitronensäurelösung herstellen willst, dann mußt Du 0.25 g wasserfreie Zitronensäure abwiegen und mit 49.75 g (≈49.75 g) Wasser mi­schen, damit das ganze 50 g wiegt

Beachte, daß ich „wasserfrei“ geschrieben habe. Zitronensäure wird oft als Mono­hy­drat verkauft, da ist für jedes Zitronenmolekül noch ein zusätzliches Wassermole­kül im Kristall enthalten. Das ergibt natürlich am Ende dieselbe Lösung, aber weil das Was­ser in der festen Zitronensäure auch etwas wiegt, mußt Du etwas mehr vom Fest­körper einwiegen, nämlich 0.273 g statt 0.25 g und dann entsprechend weniger Was­ser nehmen, nämlich 49.73 g. Der Unterschied ist überschaubar und vermutlich für Deinen Einsatzzweck irrelevant.

Ja, das gibt es — es muß auch kein Dreier sein, sondern es reicht zweimal Sex inner­halb von ≈24 Stunden. Zwar ist es nicht besonders häufig und wird nur selten erkannt, aber weil es viele Menschen gibt die viel herumschnackseln, kommt jede noch so exo­tische Konfiguration doch irgendwann einmal vor.

https://en.wikipedia.org/wiki/Superfecundation#Selected_cases_involving_superfecundation

Ja, es ist moderat giftig. Aber nur, wenn Du es verzehrst — der Grünspan kann nicht verdampfen (Du solltest es aber nicht zu Pulver zermahlen und dann inhalieren), und Berühren sollte auch nicht gefährlich sein.