1. Жиры. Классификация ,свойства, изменение в процессе технологической обработки.
2. Белки: их химическое строение ,состав, свойства. Изменение белков при технологической обработке.
3 Углеводы :классификация, свойства, изменение углеводов в технологических процессах
4 Эмульсии получения. Деэмульгирование. Состав пищевых эмульсий.
5 Коллоидная химия .Дисперсные системы: определение, примеры. Классификация. Роль дисперсных систем в общественном питании
6. Свойства коллоидных растворов, примеры из общественного питания.
7. Методы получения коллоидных растворов.
8 Общая характеристика пен, пенообразователи. Пенообразование в пищевом производстве
9. Аэрозоли, дымы. Определение и их примеры. Значение аэрозолей в индустрии питания.
10. Набухание и растворение полимеров. Свойства высокомолекулярных соединений.
11.Расскажите, что такое студни, какова их структура, свойства, получение и применение студней в общественном питании.
12..Пищевые добавки, их роль а продуктах питания. Строение мицелл .Привести примеры.
13.Аналитическая химия. Качественный и количественный анализ.
14.Классификация катионов .Первая группа катионов. Частные реакции.
15 Классификация катионов. Вторая группа катионов. Частные реакции.
16 Классификация катионов. Третья группа катионов. Частные реакции
17. Классификация катионов. Четвертая группа катионов. Частные реакции
18 Классификация анионов. Первая, вторая и третья группа анионов.Частные реакции
19.Анализ сухой соли.

Часть В- практическая.

1.Запишите уравнения реакции в молекулярном, ионном и сокращенном виде между
веществами хлорид бария и сульфат натрия.

2.Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции:

А ) NO2+H2OHNO3+HNO2
В ) MnO2+NaBiO3 + H NO3HMnO4+BiONO3+NaNO3+H2O

1. В первой задаче даны 2 соли, которые реагируют с гидроксидом натрия, однако в условии сказано, что гидроксид натрия взят в избытке, поэтому образовавшийся осадок гидроксида алюминия будет взаимодействовать с гидроксидом натрия и лишь гидроксид меди (ІІ) ,будет в осадке. По уравнению реакции вычислим массу хлорида меди (ІІ):
CuCl2 + 2NaOH => Cu(OH)2↓ + 2NaCl
135 г 98 г
х г 2,4 г
х=m(CuCl2)=3.3 г
m(AlCl3) = 10 г - 3,3 г = 6,7 г

2. Вычислим количество в-в реагентов:
η(NH₃)=0.56 л/22,4 л/моль = 0,025 моль
η(H₂SO₄) = 2,45 г/98 г/моль = 0,025 моль
η(NH₃) :η(H₂SO₄) = 0.025 моль:0,025 моль = 1:1
Составляем уравнение химической реакции и вычисляем 100% выход соли:
NH₃ + H₂SO₄ => NH₄HSO₄ - гидросульфат аммония
Из уравнения реакции видно, что при взаимодействии 0,025 моль аммиака с 0,025 моль серной кислоты при 100% выходе мы получим 0,025 моль гидросульфата аммония
m(NH₄HSO₄) = 115 г/моль×0,025 моль = 2,875 г
Теперь определим выход продукта реакции:
N=2,5/2,875×100% ≈ 87%

Собственная ионизация жидкого сероводорода ничтожно мала.

В воде сероводород мало растворим, водный раствор H2S является очень слабой кислотой:

H
2
S
→
H
S
−
+
H
+
\mathsf{H_2S \rightarrow HS^- + H^+} Ka = 6,9·10−7 ; pKa = 6,89.
Реагирует со щелочами:

H
2
S
+
2
N
a
O
H
→
N
a
2
S
+
2
H
2
O
\mathsf{H_2S + 2NaOH \rightarrow Na_2S + 2H_2O } (средняя соль, при избытке NaOH)
H
2
S
+
N
a
O
H
→
N
a
H
S
+
H
2
O
\mathsf{H_2S + NaOH \rightarrow NaHS + H_2O } (кислая соль, при отношении 1:1)
Сероводород — сильный восстановитель. Окислительно-восстановительные потенциалы:

S
+
2
e
−
→
S
2
−
(
E
h
=
−
0.444
B
)
\mathsf{S + 2e^- \rightarrow S^{2-} (Eh = -0.444B) }
S
+
2
H
+
+
2
e
−
→
H
2
S
(
E
h
=
0.144
B
)
{\displaystyle {\mathsf {S+2H^{+}+2e^{-}\rightarrow H_{2}S(Eh=0.144B)}}}
В воздухе горит синим пламенем:

2
H
2
S
+
3
O
2
→
2
H
2
O
+
2
S
O
2
\mathsf{2H_2S + 3O_2 \rightarrow 2H_2O + 2SO_2 }
при недостатке кислорода:

2
H
2
S
+
O
2
→
2
S
+
2
H
2
O
\mathsf{2H_2S + O_2 \rightarrow 2S + 2H_2O } (на этой реакции основан промышленный получения серы).
Сероводород реагирует также со многими другими окислителями, при его окислении в растворах образуется свободная сера или ион SO42−, например:

3
H
2
S
+
4
H
C
l
O
3
→
3
H
2
S
O
4
+
4
H
C
l
\mathsf{3H_2S + 4HClO_3 \rightarrow 3H_2SO_4 + 4HCl}
2
H
2
S
+
S
O
2
→
2
H
2
O
+
3
S
\mathsf{2H_2S + SO_2 \rightarrow 2H_2O + 3S }
Качественной реакцией на сероводородную кислоту и её соли является их взаимодействие с солями свинца, при котором образуется чёрный осадок сульфида свинца, например[4]:

H
2
S
+
P
b
(
N
O
3
)
2
→
P
b
S
↓
+
2
H
N
O
3
\mathsf{H_2S + Pb(NO_3)_2 \rightarrow PbS{\downarrow} + 2HNO_3}
При пропускании сероводорода через человеческую кровь она чернеет, поскольку гемоглобин разрушается и железо, входящее в его состав и придающее крови красный цвет, вступает в реакцию с сероводородом и образует чёрный сульфид железа[4].