того положения, что различные кислоты, имеющие одинаковый титр, 
■ли, иначе говоря, одинаковую концентрацию свободных кислотных 
аквивалентов, не одинаковы по степени своей кислотности и имеют 
различную концентрацию ионов водорода, необходимо для уяснения 
среды, в которой происходит брожение, применять новейшие методы, 
определяющие истинную кислотность и ее степень, т. е. концен- 
трацию водородных ионов. 
Каждая кнслоса характеризуется наличием в своей молекуле атомов водо- 
рода, замещающихся соответственным количеством атомов металла. 
10 см^ '/,од-нормального раствора уксусной кислоты и 10 см* ‘/ш'Чормаль- 
ноі’о раствора соляной содержат одинаковое количество свободных кислотных 
оквиналептов. При их титровании идет одинаковое количество ‘/іоо*“оР''*а^*'НОГо 
раствора КаОІІ. Концентрация же водородных ионов в них различна, а также 
различна п пстнпнаи их кислотность; иначе говор)г, раствор их включает раз- 
личное количество ионов водорода, различную их концентрацию, выражаемую 
в миллиграммах на 1 л; 
Определение концентрации водородных попов основано па теории диссоциа- 
ции электролитов, введенной впервые С. Аррениусом (1887). По этой теории 
молекулы электролитов диссоциированы на атомы, различно зарижсниыо. 
Так например в растворе соляной кислоты водородные ноны заряжены поло- 
жительно, ноны хлора — отрицательно, соляная же кислота включает недис- 
социироваппыо молекулы II С1. 
Интепснвиость диссоцпацми меняется согласно коицептрации и природе 
электролита. Децииормалыіый раствор соляной кислоты диссоциирован на 
84%, доципормальпый же раствор уксусной — па 1,36%. Поэтому количество 
водородных ионов в дециноу)мальпом растворе солйпой кислоты в 70 раз больше, 
чем в таком же растворе уксусной. Иначе говори, в растворе спльиой соляной 
кислоты почти все молекулы диссоциированы на ионы водорода. На практике 
110 предложению Зсрепсеііа вместо величины концентрации ионов водорода (ІГ) 
обозначают отрицательный десятичный логарифм этой коицептрации (рП), 
который и является водородным показателем. 
Концентрация водородных ионов каждой кислоты называется электро- 
литической константой диссоциации. По ^Освальду 
величина константы — единственно рациональное пзімерение стейени кис- 
лотности. Для кислот II солей, содержащихся в віиіог])адцом сусле и вино, 
степень кислотности но Гейде выражается в следующих цифрах электро- 
литической константы диссоциации: 
Кислоты и соли 
Впппяя кислота 
Дблочиая кислота 
^ііолочпая * 
Яптарпая * 
Уксусная » 
Дубильная » 
Первичные виннокислые со.щ . . 
Первичные яблочиокііслыо соли . 
Первичные янтарнокислые соли . 
Э.іектролптпчсскпе кон- 
станты дпссецпацші 
000097 = 9,7 -Ю-" 
0,000398 = 3,98 • 10-* 
0.000138 =1,38 -ІО-* 
0,0000^65 = 6,65 • 10-= 
0,0000180 = 1,8 • 10-' 
0,000009 = 9,0 • 10-“ 
0,000045 = 4,5 • 10-= 
0,0000075 = 7,5 • 10-' 
0.0000027 = 2,7 -10-* 
Из этой таблицы видна наибольшая электролитическая константа диссо- 
циации для винной кислоты, а наименьшая — для молочной и затем для ук- 
сусной. 
Концентрация водородных ионов в пине измеряется скоростью инверсіш са- 
харозы, растворенной в нем. По данным Пауля и Гюнтера, при- 
веденным у Гейде, истинная кислотность легко определяется инверсией 
сахарозы при 76“. 13 80 исслодованцых образцах немецких впи содержание 
титруемой кислоты при минимуме в 4,3 имело максимум 18 а истинная 
кислотность была от 0,17 до 1,80; иначе говоря, в 1 литре шша было от 
0,17 до 1,8 мг водородных ионов, что соответствует Ѵяюо — Ѵоооо кислотности 
соляной кислоты. Далее Гейде отмечает, что истинная кислотность повышается 
Мб 
