SIMDUT : D1A : Matière hautement toxique ayant des effets immédiats graves
Létalité aiguë : CL50 inhalation/4 h (souris) = 160 mg/m3
E : Matière corrosive
Transport des marchandises dangereuses : classe 8
Tout savoir sur l’E513 : description, historique, propriétés, place en nutrition et autres applications
L’acide sulfurique figure sur la liste des additifs alimentaires. Connu sous la référence E513, il est apprécié pour son effet acidifiant et son action régulatrice d’acidité de synthèse. Il se présente sous forme de substance inodore et huileuse. À l’état pur, cet acide minéral est nocif. En revanche, il est dénué de toute toxicité lorsqu’il est dilué dans les aliments.
Description de l’E513
Le Codex Alimentarius attribue la référence E513 à l’acide sulfurique. Ce dernier est un liquide hygroscopique, capable d’absorber l’humidité de l’air ainsi que de favoriser la condensation. En raison de son affinité particulière avec la vapeur d’eau, il ne se trouve pas naturellement à l’état pur sur Terre.
Également appelée sulfate d’hydrogène, cette substance peut être incolore et tendre vers le brun foncé, selon sa pureté. De la chaleur se dégage lorsqu’elle se dissout dans l’eau.
Sa préparation industrielle implique la réaction de l’eau (H2O) avec du trioxyde de soufre (SO3). Ce dernier est lui-même une combinaison d’oxygène (O) et de dioxyde de soufre (SO2). Pour cette raison, la formule chimique de l’E513 est H2SO4.
Historique de l’acide sulfurique
Pendant le Moyen Âge et la Renaissance, le terme vitriolum était employé pour désigner des substances solides, liquides ou huileuses. L’acide sulfurique en faisait partie et son apparence vitreuse lui valait l’appellation « vitriol », issue du latin vitrum signifiant « verre ». L’utilisation de l’expression « huile de vitriol » est aujourd’hui considérée comme obsolète.
Pendant le Moyen Âge
La découverte de cet acide par le médecin, philosophe et alchimiste persan Ibn Zakarīyā al-Rāzī, dit Rhazès, remonte au IXe siècle. Il l’a obtenu par distillation à sec de minéraux contenant du sulfate de fer (II) heptahydraté (vitriol vert). Ceux-ci étaient aussi composés de sulfate de cuivre pentahydraté (vitriol bleu). Une fois calcinés, ces sels se décomposent en oxydes de cuivre et de fer, en vapeur d’eau et en anhydride sulfurique. Après hydratation, ce dernier devient de l’acide sulfurique.
À la fin du XIe siècle, le mot « vedriol » rentre dans le dictionnaire français pour désigner le sulfate de fer. Au XIIe siècle, les rabbins Rashbam et Rabbénou Tam utilisent les appellations vidriolo et vidriol, signifiant « vert comme du verre ». Trois siècles plus tard, la distillation du sulfate ferreux hydraté (vitriol de fer) avec du sable donne cet acide.
Depuis la Renaissance
Pendant la Renaissance, cette technique est publiée grâce à l’essor de l’imprimerie. En 1552, le naturaliste suisse Conrad Gessner explique dans son livre Trésor des remèdes secrets la distillation du vitriol romain pour obtenir de l’« huile de vitriol ». En 1675, le chimiste français Nicolas Lémery détaille les étapes de cette opération dans son ouvrage Cours de chymie. Il explique comment obtenir successivement l’« esprit sulfureux du vitriol », l’« esprit acide de vitriol » (solution de H2SO4) et l’« huile de vitriol » (H2SO4 concentré).
Au XVIIe siècle, le chimiste germano-néerlandais Johann Rudolf Glauer prépare de l’acide sulfurique en brûlant du soufre en présence de salpêtre. En 1740, le docteur anglais Joshua Ward adopte cette technique en vue d’une production à grande échelle.
Propriétés de l’E513
Le composé chimique H2SO4 est l’un des acides les plus forts. Sa version à l’état pur est ultra corrosive et nocive, que ce soit par ingestion, par contact ou par inhalation. Pour un adulte, la dose létale varie d’une cuillère à café à une demi-once. En revanche, dans les proportions utilisées comme additif alimentaire E513, il est inoffensif. Bien qu’il ne soit pas autorisé dans les produits biologiques ni dans l’alimentation infantile, il est apprécié pour son effet acidifiant.
Contrairement aux composés organiques, cet acide minéral est miscible avec l’eau. Dans ce liquide, la première dissociation de l’acide sulfurique produit de l’anion sulfate d’hydrogène. Sa seconde séparation donne de l’anion sulfate.
Cet acide a un effet déshydratant sur les hydrocarbures tels que le saccharose. Autrement dit, il peut capturer ces molécules sous forme d’eau et laisser libres les atomes de carbone. Cela donne ainsi l’occasion de former du carbone pur.
Inflammable, l’acide sulfurique peut générer suffisamment de chaleur et provoquer un incendie lorsqu’il entre en contact avec des substances combustibles.
Place de l’E513 en nutrition
L’E513 intervient en tant que correcteur d’acidité de synthèse dans certaines boissons. Il est également employé comme support d’additif. Le cas échéant, il n’apparaît nécessairement pas sur l’étiquette comportant la liste des ingrédients du produit.
Quoi qu’il en soit, dans l’Union européenne, son usage est autorisé dans la composition de diverses denrées, telles les bières ou les produits fromagers. Cela s’effectue dans le respect du principe quantum satis, c’est-à-dire qu’aucune quantité maximale n’est prévue. De plus, l’EFSA a conclu que l’exposition à cet acide minéral ne pose aucun problème de sécurité dans les applications alimentaires. Par conséquent, aucune dose journalière admissible ne s’impose.
Autres applications de l’acide sulfurique
L’application de l’acide sulfurique (E513) ne se limite pas au domaine de la nutrition. Celui-ci est également utilisé dans :
le traitement d’eau (de piscine notamment) et de sol (en horticulture) ;
la synthèse de composés chimiques comme les détergents, les alcools, les sels et les colorants ;
la fabrication de pâtes et de papiers ;
le traitement de minerais ;
l’extraction d’uranium par dissolution ;
la fabrication d’explosifs ;
le raffinage de pétrole ;
la déshydratation d’alcools ;
le décapage de métaux en sidérurgie ;
la fabrication d’engrais et d’acide phosphorique ;
une opération de sulfonation ;
le nettoyage et le traitement de surface de certains matériaux ;
…
Cet acide minéral est également employé dans l’industrie pharmaceutique, en laboratoire et en électronique, mais en quantités moins importantes.
