L’acide citrique est un acide tricarboxylique α-hydroxylé présent en abondance dans le citron, d’où son nom. Il s’agit d’un acide faible qui joue un rôle important en biochimie comme métabolite du cycle de Krebs, une voie métabolique majeure chez tous les organismes aérobies.

Plus d’un million de tonnes d’acide citrique sont produites industriellement chaque année. Il est largement utilisé comme exhausteur de goût, comme régulateur alimentaire de pH et comme chélateur.

Propriétés
L’acide citrique a été isolé pour la première fois en 1784 par le chimiste suédois Carl Wilhelm Scheele à partir de jus de citron. Il peut exister sous forme anhydre ou monohydratée. La forme anhydre cristallise dans l’eau chaude tandis que le monohydrate se forme par cristallisation à partir d’une solution aqueuse froide. Le monohydrate peut être converti en forme anhydre à environ 78 °C. L’acide citrique est également soluble dans l’éthanol anhydre à raison de 76 parties d’acide citrique pour 100 parties d’éthanol à 15 °C. Il se décompose au-dessus de 175 °C en libérant du dioxyde de carbone CO2, de l’eau H2O et les acides aconitique, citraconique et itaconique. Son oxydation avec des oxydants tels que des peroxydes, des hypochlorites, des persulfates, des permanganates, des periodates, des chromates, le dioxyde de manganèse et l’acide nitrique, produit de l’acide acétonedicarboxylique, de l’acide oxalique, du dioxyde de carbone et de l’eau11.

L’acide citrique est un acide tricarboxylique dont les pK à 25 °C valent 5,21, 4,28 et 2,9212. Le pKa du groupe hydroxyle a été mesure par spectroscopie RMN au 13C à 14,413. Le diagramme de spéciation montrent que les solutions d’acide citrique sont des solutions tampon à pH compris entre 2 et 8. Il existe des tables de valeurs publiées à cet effet14. Dans les systèmes biologiques, à pH voisin de 7, les deux espèces présentes sont l’ion citrate et l’ion citrate mono-hydrogène.

Le pH d’une solution aqueuse d’acide citrique à 1 mmol⋅L-1 est d’environ 3,2. Le pH des jus de fruits tels que les jus d’orange et les jus de citron dépendent de la concentration en acide citrique : le pH diminue lorsque la concentration en acide augmente, et augmente lorsque la concentration en acide diminue.

Les sels d’acide citrique peuvent être préparés en ajustant avec précision le pH avant cristallisation du composé, comme c’est par exemple le cas du citrate de sodium.

L’ion citrate forme des complexes avec les cations métalliques. La constante de stabilité (en) de ces complexes est élevée en raison de l’effet de chélation. L’ion citrate forme par conséquent des complexes même avec les cations de métaux alcalins. Cependant, lorsqu’un chélate est formé avec les trois groupes carboxylate, les cycles du chélate comptent sept et huit atomes, ce qui les rend thermodynamiquement moins stables que des chélates plus petits. Par conséquent, lorsque le groupe hydroxyle est déprotoné, il forme un chélate plus stable avec un cycle de seulement cinq atomes, comme c’est le cas du citrate d’ammonium ferrique15 (NH4)5Fe(C6H4O7)2·2H2O.

Abondance naturelle et production industrielle
L’acide citrique est présent significativement dans une grande variété de fruits et de légumes, notamment dans les agrumes. La concentration en acide citrique dans le citron et la lime (citron vert) est particulièrement élevée, et peut atteindre 8 % de la masse sèche de ces fruits, soit environ 47 g·L-1 dans leur jus16. La concentration d’acide citrique dans les agrumes varie typiquement de 5 mmol·L-1 dans les oranges à 30 mmol·L-1 dans les citrons et les limes. Ces concentrations varient selon les cultivars et les conditions dans lesquelles les fruits sont cultivés.

La production industrielle de l’acide citrique a commencé en Italie dans les années 1890. Le jus de fruits y était traité avec de la chaux éteinte (hydroxyde de calcium Ca(OH)2) afin de précipiter le citrate de calcium (en), puis ce dernier était traité à l’aide d’une solution diluée d’acide sulfurique H2SO4 pour redonner l’acide citrique. En 1917, le chimiste américain James Currie découvrit que certaines souches d’aspergille noire pouvaient produire efficacement l’acide citrique, et la firme pharmaceutique Pfizer commença la production industrielle en utilisant cette méthode deux années plus tard, suivie par la société Citrique Belge (en) en 1929.

Dans ce mode de production, qui demeure encore aujourd’hui la principale voie de production industrielle de l’acide citrique, les moisissures sont cultivées sur un substrat contenant du saccharose ou du glucose. La source de glucides est généralement un sous-produit de l’industrie agroalimentaire riche en sucres17. La moisissure est ensuite filtrée de la solution produite, et l’acide citrique est isolé de la même façon qu’à partir du jus de citron : par précipitation avec de l’hydroxyde de calcium (chaux éteinte) sous forme de citrate de calcium, qui redonne l’acide citrique par traitement sous acide sulfurique dilué.

La production mondiale d’acide citrique s’élevait en 2007 à environ 1 600 000 t18. Plus de 50 % de ce volume était produit en Chine, et plus de 50 % était utilisé comme régulateur de pH pour les boissons, 20 % pour d’autres applications alimentaires, 20 % dans les détergents et 10 % pour des applications diverses telles que dans les cosmétiques, la pharmacie et l’industrie chimique.

Acide citrique et vin
L’acide citrique est présent dans les raisins de tout cépage et en plus grande quantité dans les moûts concentrés par la pourriture ou le passerillage des raisins. Les teneurs en acide citrique des vins sont très variables. Beaucoup de vins rouges en sont dépourvus. En effet, parallèlement à la fermentation malolactique qu’elles provoquent, beaucoup de bactéries lactiques font fermenter l’acide citrique, en donnant lieu surtout à la formation d’acide acétique. L’acide citrique possède à un haut degré la propriété d’engager le fer ferrique dans un anion complexe double. Pour cette raison, il est utilisé de façon courante dans le traitement de la casse ferrique. On l’utilise encore pour remonter l’acidité fixe et ainsi améliorer l’acidité gustative d’un vin surtout dans les vins blancs secs. Son emploi dans les vins rouges appelle quelques réserves, car il n’y est pas très stable et risque d’être fermenté par bactéries lactiques avec augmentation d’acidité volatile.

Acide citrique (Wikipedia)

Acide citrique
Image illustrative de l’article Acide citrique
Image illustrative de l’article Acide citrique
Formule topologique et représentation 3D de l'acide citrique.
Identification
Nom UICPA acide 2-hydroxypropane-1,2,3-tricarboxylique
Synonymes

acide 3-carboxy-3-hydroxypentanedioïque

No CAS 77-92-9 (anhydre)
5949-29-1 (monohydrate)
NoECHA 100.000.973
No CE 201-069-1
No RTECS GE7350000
DrugBank DB04272
PubChem 311
ChEBI 30769
No E E330
FEMA 2306
SMILES
InChI
Apparence cristaux incolores. (anhydre).
cristaux blancs, faiblement déliquescents. (monohydrate)
Propriétés chimiques
Formule brute C6H8O7  [Isomères]
Masse molaire 192,1235 ± 0,0075 g/mol
C 37,51 %, H 4,2 %, O 58,29 %,
pKa 3,13
4,76
6,40
Propriétés physiques
fusion 426 K (153 °C)
ébullition Se décompose au-dessous du point d'ébullition à 175 °C
Solubilité Soluble dans l'eau 592 g·l-1 à 20 °C).

Soluble dans l'éther, l'acétate d'éthyle; insoluble dans le benzène, le chloroforme.
Soluble dans l'éthanol (383 g·l-1 à 25 °C).

Masse volumique 1,665 g·cm-3 (20 °C)
d'auto-inflammation 1 010 °C
Point d’éclair 100 °C
Limites d’explosivité dans l’air 0,282,29 %vol
Thermochimie
Cp
Cristallographie
Classe cristalline ou groupe d’espace P21/a
Paramètres de maille a = 12,817 Å

b = 5,628 Å
c = 11,465 Å
α = 90,00 °
β = 111,22 °
γ = 90,00 °
Z = 4

Volume 770,94 Å3
Précautions
SGH
SGH07 : Toxique, irritant, sensibilisant, narcotique
Attention
H319, P305+P351+P338,
SIMDUT
Acide citrique :
E : Matière corrosive
E,

Acide citrique monohydraté :
E : Matière corrosive
E,
Inhalation Toux. Essoufflement. Mal de gorge.
Peau Rougeur.
Yeux Rougeur. Douleur.
Ingestion Douleurs abdominales. Mal de gorge.
autre Combustible. Les particules finement dispersées forment des mélanges explosifs dans l'air.
Écotoxicologie
LogP -1,7

Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

L'acide citrique est un acide tricarboxylique α-hydroxylé présent en abondance dans le citron, d'où son nom. Il s'agit d'un acide faible qui joue un rôle important en biochimie comme métabolite du cycle de Krebs, une voie métabolique majeure chez tous les organismes aérobies. Les citrates émis par les racines de certaines plantes jouent aussi un rôle important en écologie et agroécologie, car ils rendent le phosphore plus facilement bioassimilable par les plantes.

Plus d'un million de tonnes d'acide citrique de synthèse sont produites industriellement chaque année. Il est largement utilisé comme exhausteur de goût, comme régulateur alimentaire de pH et comme chélateur.

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