Löslichkeit von Salzen im ZNS in Abhängigkeit vom pH-Wert

Salze sind chemische Verbindungen, die aus positiv geladenen Ionen, den Kationen, und negativ geladenen Ionen, den Anionen, bestehen. Zwischen diesen Ionen liegen ionische Bindungen vor. Fast alle Verbindungen mit diesem Bindungstyp werden als Salze bezeichnet. Im engersten Sinne versteht man unter Salz Natriumchlorid (NaCl, Speisesalz), im weiteren Sinne alle Verbindungen, die wie NaCl aus Anionen und Kationen aufgebaut sind.

Zusammensetzung und Struktur von Salzen

Bei anorganischen Salzen werden die Kationen häufig von Metallen und die Anionen häufig von Nichtmetallen oder deren Oxiden gebildet. Als Feststoff bilden sie gemeinsam ein Kristallgitter. Organische Salze sind Verbindungen, bei denen mindestens ein Anion oder Kation eine organische Verbindung ist. Verbindungen, bei denen alle Kationen bzw. alle Anionen von Protonen (H+) oder Hydroxiden (OH−) gebildet werden, werden nicht als Salze bezeichnet, da ihre Wirkung als Säure bzw. Base überwiegt.

Natriumchlorid besteht aus den Kationen Na+ und Anionen Cl−. Das Salz Calciumchlorid (CaCl2) wird von Ca2+ und Cl− gebildet. Die Formeln NaCl und CaCl2 sind die Verhältnisformeln der Verbindungen (Na:Cl=1:1 bzw. Ca:Cl=1:2). Die Verhältnisformel eines Salzes wird durch die Ladungszahl der Ionen bestimmt, da sich positive und negative Ladungen kompensieren müssen. Verhältnisformeln stehen im klaren Gegensatz zu Formeln von individuellen Verbindungen wie Wasser (H2O) oder Methan (CH4), die Moleküle sind.

Bei anorganischen Salzen liegen zwischen den Ionen Ionenbindungen vor. Eine sehr hohe Zahl von Ionen bildet unter Einhaltung der jeweiligen Verhältnisformel ein Ionengitter mit einer bestimmten Kristallstruktur. Da recht viele verschiedene Kationen und Anionen existieren, sind auch eine hohe Zahl unterschiedlicher Salze bekannt. Anders als das Halogenid Cl− bilden andere Nichtmetalle oxidische Anionen. Stickstoff kann unter anderem das Nitrat-Anion (NO3−) bilden. Das Sulfat-Anion (SO42−) ist auch ein oxidisches Anion, trägt aber zwei negative Ladungen. Bei oxidischen Anionen ist der Sauerstoff mit dem anderen beteiligten Element fest mit kovalenten Bindungen verbunden. Ionische Bindungen liegen nur zwischen den Anionen und Kationen vor. Unter den Nitraten ist beispielsweise Natriumnitrat (NaNO3), unter den Sulfaten Natriumsulfat (Na2SO4) bekannt.

Die Kationen werden meist von Metallen gebildet. Sie können ein- oder mehrwertig sein, also eine oder mehrere positive Ladungen tragen. Salze, die von Metallkationen gebildet werden, nennt man gelegentlich Metallsalze. Viele Salze sind bei Raumtemperatur Feststoffe mit relativ hohen Schmelzpunkten. Etliche Salze sind recht hart und spröde und haben glatte Bruchkanten bei mechanischer Bearbeitung. Diese Eigenschaften sind recht typisch für Feststoffe, die durch ein Ionengitter aufgebaut sind und daher Kristalle bilden. Aber nicht jeder kristalline Stoff ist ein Salz. So bildet Zucker (Saccharose) auch Kristalle, hat aber kein Ionengitter und zählt nicht zu den Salzen.

Löslichkeit von Salzen in Wasser

Zahlreiche Salze sind löslich in Wasser und fast immer unlöslich in organischen Lösungsmitteln. Bei wasserlöslichen Salzen überwindet das Wasser die Gitterenergie des Ionengitters durch Hydratisierung. Ist die Hydrationsenergie ähnlich groß oder größer als die Gitterenergie, ist das Salz mäßig oder gut löslich. In Lösungen sind die einzelnen Ionen von Wassermolekülen recht eng und intensiv ummantelt. Das Lösen von Salzen in Wasser kann den pH-Wert der jeweiligen Lösung verändern. Beeinflusst das Salz den Wert nicht, spricht man von neutralen Salzen. Zu den neutralen Salzen zählt auch das Natriumchlorid. Andere Salze heben oder senken den pH-Wert. Man spricht von basischen bzw. sauren Salzen. Wie ein bestimmtes Salz reagiert, lässt sich nur schwierig aus der Zusammensetzung der Verbindung abschätzen. Grundsätzlich gilt jedoch: Anionen (Säurereste) von starken Säuren reagieren meist neutral. Säurereste von schwachen Säuren reagieren meist basisch. Beispielhaft für Salze, von denen mehrprotonige Säuren bekannt sind, ist das Verhalten der Phosphate. Trockene Salzkristalle sind elektrische Isolatoren. Unter den Kationen existieren jedoch auch aus Nichtmetallen gebildete Ionen. Das Ammonium-Kation (NH4+) bildet beispielsweise das Salz Ammoniumsulfat ((NH4)2SO4). Zu den Ammoniumverbindungen existieren analoge, organische Verbindungen (Quartäre Ammoniumverbindungen). In Salzen kann auch das Proton (H+) als Kation auftreten, so z. B. das Salz Natriumhydrogensulfat (NaHSO4). Sind nur H+-Ionen vorhanden, spricht man nicht mehr von Salzen. Bei den Sulfaten wäre die Verbindung nur mit Protonen die Schwefelsäure (H2SO4). Analoge Salze sind auch unter den Phosphaten bekannt: Natriumphosphat, Dinatriumhydrogenphosphat, Natriumdihydrogenphosphat. Sind nur Protonen vorhanden, nennt man die Verbindung Phosphorsäure (H3PO4).

Löslichkeitsprodukt

Das Löslichkeitsprodukt (KL) ist ein Maß für die Löslichkeit eines schwerlöslichen Salzes in Wasser. Es ist definiert als das Produkt der Konzentrationen der Ionen in einer gesättigten Lösung, wobei jede Konzentration mit dem stöchiometrischen Koeffizienten des Ions in der Auflösungsreaktion potenziert wird.

Beispiel: Für ein Salz MeX, das in Wasser gemäß der Gleichung MeX(s) ⇌ Me+(aq) + X-(aq) löslich ist, ist das Löslichkeitsprodukt definiert als KL = [Me+] * [X-].

Die Löslichkeit eines Salzes wird durch verschiedene Faktoren beeinflusst, darunter die Temperatur, der pH-Wert und die Anwesenheit anderer Ionen in der Lösung (siehe unten).

Einfluss des pH-Wertes auf die Löslichkeit

Der pH-Wert einer Lösung kann die Löslichkeit von Salzen beeinflussen, insbesondere wenn die Anionen des Salzes basische Eigenschaften haben oder von schwachen Säuren stammen. In solchen Fällen kann eine Änderung des pH-Wertes die Konzentration der Anionen in der Lösung beeinflussen und somit die Löslichkeit des Salzes verändern.

• Basische Salze: Salze, deren Anionen basische Eigenschaften haben (z.B. Carbonate, Phosphate, Hydroxide), sind in sauren Lösungen (niedriger pH-Wert) besser löslich, da die Anionen durch die Protonen aus der Säure protoniert werden und somit aus dem Löslichkeitsgleichgewicht entfernt werden. Dadurch verschiebt sich das Gleichgewicht auf die Seite der gelösten Ionen, und das Salz löst sich besser.
• Saure Salze: Salze, deren Kationen saure Eigenschaften haben (z.B. Ammoniumsalze), sind in basischen Lösungen (hoher pH-Wert) besser löslich, da die Kationen durch die Hydroxidionen aus der Base deprotoniert werden und somit aus dem Löslichkeitsgleichgewicht entfernt werden.

Löslichkeit von Metalloxiden und -sulfiden

Metalloxide bilden einen großen Teil der Erdkruste und können auch als Salze betrachtet werden. Das Anion O2− (Oxid-Ion) tritt als solches jedoch nur bei Salzen im geschmolzenen Zustand auf, im festen Zustand oder in deren wässrigen Lösungen ist es nicht bekannt. Dem Metall (M) wird bevorzugt eine Oxidationszahl (Wertigkeit) zugeordnet, anstatt von Kationen zu sprechen. Man spricht von ein-, zwei-, drei- und mehrwertigen Metallen (MI, MII, MIII). Dem Oxid-Ion wird die Wertigkeit O-II zugeordnet. Die Wertigkeit der Metalle bestimmt damit die Verhältnisformel der jeweiligen Verbindung: MI2O, MIIO, MIII2O3. Gilt ein Oxid als „löslich“, findet eine spezifische chemische Reaktion statt, zum Beispiel: Natriumoxid reagiert mit Wasser unter Bildung von Hydroxid-Ionen zu Natronlauge. Ähnlich reagiert Calciumoxid (CaO), auch gebrannter Kalk genannt, zu gelöschtem Kalk (Ca(OH)2). Sehr viele Oxide reagieren nicht mit Wasser. Das Eisen(III)-oxid (Fe2O3) (Rost) ist keine wasserlösliche Verbindung.

Mineralien sind in der Natur häufig als Sulfide (S2−) zu finden, z. B. Pyrit und Kupferglanz. Auch Sulfide kann man als Salze betrachten. Natriumsulfid (Na2S) ist ein lösliches Salz, die meisten Sulfide, wie Zinksulfid (ZnS) und Kupfer(II)-sulfid (CuS), sind in Wasser so gut wie unlöslich. In der analytischen Chemie wird die unterschiedliche (schlechte) Löslichkeit verschiedener Metallsulfide zur Trennung der Elemente verwendet (im Trennungsgang der Schwefelwasserstoffgruppe).

Komplexe Salze

Einige Übergangsmetalle können nicht nur Kationen, sondern auch Anionen als Oxide bilden. Als komplexe Salze bezeichnet man Salze, bei denen unter Mitwirkung von Molekülen eigenständige (stabile) Ionen vorliegen - im Gegensatz zu Ionen wie [CrO4]2−, die aus Atomen bestehen. Bei Kaliumhexacyanoferrat(II) (K4[Fe(CN)6]) bildet das Eisenion Fe2+ zusammen mit sechs Cyanid-Gruppen (CN−) gemeinsam ein stabiles Anion mit vier negativen Ladungen. Das Hexacyanoferrat(II)-Anion zählt somit zu den Komplexen. Im Salz liegen ionische Bindungen zwischen Kaliumionen und dem Hexacyanoferrat(II)-Anion vor. Analog bildet das Eisenion Fe3+ Kaliumhexacyanoferrat(III) (K3[Fe(CN)6]) ebenfalls ein Komplexsalz.

Hydrate

Viele Salze enthalten neben den Ionen in bestimmten Mengen auch Wassermoleküle, das sogenannte Kristallwasser. Es wird in der Verhältnisformel mit angegeben, wie im hier im Beispiel von Natriumsulfat-Dekahydrat: Na2SO4 · 10 H2O. Neben Salzen mit nur einer Art von Kationen (M) sind auch Salze mit zwei verschiedenen Kationen bekannt. Man nennt diese Salze Doppelsalze, wie die Alaune mit der allgemeinen Zusammensetzung MIMIII(SO4)2.

Abgrenzung und Mischkristalle

Stoffe werden als Salze bezeichnet, wenn ionische Bindungen zwischen den Teilchen der Verbindung vorliegen. Ob dieser Bindungstyp vorliegt, lässt sich jedoch nicht ohne weiteres feststellen. Während bei Calciumoxid (CaO) ionische Bindungen wirken, liegen bei Chrom(VI)-oxid (CrO3) nur kovalente Bindungen zwischen Cr und O vor; es sollte daher nicht mehr als Salz bezeichnet werden. Aus diesem Grund ist es oft geschickter, bei Oxiden nicht von Salzen, sondern allgemein von Metalloxiden zu sprechen.

Salze werden in der Regel als chemische Verbindungen aufgefasst, da sie eine definierte Zusammensetzung aus verschiedenen chemischen Elementen haben. Es sind jedoch Mischkristalle aus zwei Salzen bekannt, die nicht stöchiometrisch zusammengesetzt sind: So bildet Kaliumpermanganat (K[MnO4]) mit Bariumsulfat (Ba[SO4]) in fast beliebigen Mengenverhältnissen Mischkristalle (wenn auch nur bis zu einem bestimmten Maximum an Bariumsulfat), da die Komponenten ähnliche Kristallstrukturen und Gitterabstände aufweisen.

Organische Salze

Neben den oben beschriebenen anorganischen Salzen gibt es auch zahlreiche Salze organischer Verbindungen. Die Anionen dieser Salze stammen von den organischen Säuren ab. Wichtig sind hier die Salze der Carbonsäuren, wie beispielsweise die Essigsäure, von der viele Salze, die so genannten Acetate (CH3COO−) bekannt sind. So kann sich mit Na+ das Salz Natriumacetat oder mit Cu2+ das Kupferacetat bilden. Essigsäure ist eine Monocarbonsäure (hat nur eine -COOH-Gruppe) und bildet nur einwertige Anionen. Zitronensäure ist eine Tricarbonsäure (hat drei -COOH-Gruppen) und kann dreiwertige Anionen bilden; ihre Salze nennt man Citrate. Bekannt sind beispielsweise die Salze Natriumcitrat und Calciumcitrat. Viele Acetate und Citrate bilden Kristalle, was aber nicht der eigentliche Grund ist, sie Salze zu nennen. Der wirkliche und einzige Grund liegt am Vorhandensein von ionischen Bindungen zwischen Anionen und Kationen. Innerhalb der Ionen von organischen Verbindungen liegen kovalente Bindungen vor. Praktische Bedeutung haben die Salze der Carbonsäuren, die zu den Fettsäuren zählen. Die Natrium- oder Kaliumsalze der Fettsäuren nennt man Seifen. In Seifen liegen Stoffgemische verschiedener Fettsäuresalze vor. Praktische Verwendung finden sie als Kernseife bzw. Schmierseife. Als konkretes Beispiel bildet die Palmitinsäure Salze, welche Palmitate genannt werden. Salze, die auf so großen organischen Molekülen beruhen, sind in der Regel nicht kristallin.

Analog zu den anorganischen Sulfaten (SO42−) gibt es auch organische Sulfate (R-O-SO3−), wie Natriumlaurylsulfat, welche als Tenside in Shampoos und Duschgelen Verwendung finden. Auch von Alkoholen sind Salze, die Alkoholate, bekannt. Alkohole sind äußerst schwache Säuren und werden daher fast nie so genannt. Unter aggressiven Reaktionsbedinungen lassen sich Verbindungen der Form R-O−M+ (M = Metall) gewinnen. In Analogie zu vielen anorganischen Oxiden (MO) reagieren Alkoholate bei Kontakt mit Wasser unter Hydrolyse und es bilden sich die entsprechenden Alkohole.

Unter den organischen Kationen haben die zum Ammonium-Kation (NH4+) analogen Verbindungen Bedeutung. Man nennt sie allgemein quartäre Ammoniumverbindungen. Bei diesen Verbindungen trägt das Stickstoffatom in der Regel vier Alkylgruppen (R-) und eine positive Ladung. Die Alkylammoniumverbindung Cetyltrimethylammoniumbromid zum Beispiel ist eine organischen Ammoniumverbindung, bei der ein Bromatom als Anion vorliegt. Praktische Bedeutung haben Ammoniumverbindungen mit drei kurzen und einer langen Alkylgruppe, da diese Kationen in wässriger Lösung die Eigenschaft von Tensiden zeigen. Verbindungen dieser Art spielen auch eine wichtige Rolle im Stoffwechsel von Lebewesen.

Prinzipiell kann jedes organische Amin durch Aufnahme eines Protons (H+) zu einem Kation werden. Analog zu der Reaktion von Ammoniak (NH3) zum Ammonium-Ion (NH4+) reagiert beispielsweise ein primäres Amin (R-NH2; R = organischer Rest) zum Kation R-NH3+. Da solche Verbindungen meist polarer und daher leichter wasserlöslich sind als die ursprünglichen Stoffe, werden zum Beispiel stickstoffhaltige Medikamentenwirkstoffe durch Versetzen mit Salzsäure zu Salzen, den sogenannten Hydrochloriden überführt. Dies erleichtert ihre Aufnahme in den Körper.

Zwitterionen

Neben Molekülen, die eine positive oder negative Ladung tragen, existieren auch Moleküle, die über eine negative und positive Ladung verfügen. Man nennt sie Innere Salze oder auch Zwitterionen. Die Aminosäuren verfügen über eine Carboxyl-Gruppe (-COOH) und eine Amino-Gruppe (-NH2) und können so sauer und basisch reagieren. In einer inneren Neutralisation bilden sich eine anionische (-COO−) und eine kationische (-NH3+) Gruppe und damit ein Zwitterion. Die einfachste Aminosäure ist das gut in Wasser lösliche Alanin. Zwitterionen zeigen im Gegensatz zu anderen in Wasser gelösten Ionen eine schlechte (keine) elektrische Leitfähigkeit.

Entstehung von Salzen

Salze entstehen bei der Reaktion von Säuren mit Basen. Dabei bildet das Oxonium-Ion der Säure mit dem Hydroxid-Ion der Base Wasser (Neutralisation). Einige Salze sind schwer löslich in Wasser und bilden direkt den Feststoff. In der Regel liegt das Salz in Lösung vor und kann durch Verdampfen des Wassers als Feststoff gewonnen werden. Einige Salze lassen sich aus zwei anderen Salzen gewinnen. Mischt man wässrige Lösungen von zwei Salzen, kann sich ein drittes Salz als Feststoff bilden. Dies gelingt nur, wenn das dritte Salz im Gegensatz zu den anderen beiden schlechter löslich ist.

Wie oben beschrieben, tendieren Metalloxide dazu, mit Wasser Hydroxide zu bilden. Mit Säuren lassen sich Oxonium-Ionen zu Wasser neutralisieren. Unter sauren Bedingungen reagieren auch Metalloxide, die in reinem Wasser „unlöslich“ (= stabil) sind. Auf diesem Weg lassen sich viele Salze, wie z. B. Kupfersulfat gewinnen. Die Ionen in den oben beschriebenen Reaktionen werden nicht erst gebildet, sondern sie existieren bereits vor der Bildung eines neuen Salzes. Sind bei Reaktionen zur Bildung eines neuen Salzes keine oder nicht alle Ionen mit der nötigen Ladung vorhanden, finden Redoxreaktionen statt. So lassen sich aus elementaren Metallen und Nichtmetallen Salze gewinnen.

Beispiele und Berechnungen zur Löslichkeit

Die Löslichkeitsprodukte verschiedener Salze können zur Berechnung der Löslichkeit unter verschiedenen Bedingungen verwendet werden. Hier einige Beispiele:

• Aluminiumhydroxid (Al(OH)3): In 50 ml Wasser lösen sich 9,621*10-09 Gramm Aluminiumhydroxid. Um das Löslichkeitsprodukt zu berechnen, muss man zunächst die molare Löslichkeit bestimmen und dann die Gleichung für das Löslichkeitsprodukt aufstellen: Al(OH)3(s) ⇌ Al3+(aq) + 3OH-(aq), KL = [Al3+] * [OH-]3.
• MeX: Eine gesättigte Lösung von MeX besitzt die Konzentration с = 0.12 mmol/l. Das Löslichkeitsprodukt beträgt KL = [Me+] * [X-] = (0.12 mmol/l)2.
• PbS: Das Löslichkeitsprodukt von PbS ist 1*10-28. Die Pb2+ -Ionenkonzentration im gesättigten Überstand beträgt [Pb2+] = √(KL).
• Bariumcarbonat (BaCO3): In 100 ml Wasser lösen sich 9,000*10-06 mol Bariumcarbonat. Das Löslichkeitsprodukt beträgt KL = [Ba2+] * [CO32-] = (9,000*10-06 mol/0.1 L)2.
• Bariumhydroxid (Ba(OH)2): In 150 ml Wasser lösen sich 5,224*10-01 Gramm Hydroxid-Anionen von Bariumhydroxid. Um das Löslichkeitsprodukt zu berechnen, muss man zunächst die molare Konzentration der Barium- und Hydroxidionen bestimmen.
• AgCl: AgCl hat ein Löslichkeitsprodukt von KL= 10-10. Der gesättigten Lösung werden 0.1 mol/l HCl zugesetzt. Die Ag+ -Ionenkonzentration nach der Zugabe kann mit Hilfe des Löslichkeitsprodukts und der Konzentration der Chloridionen berechnet werden.

Löslichkeit im Zentralnervensystem (ZNS) und pH-Wert

Die Löslichkeit von Salzen im ZNS ist ein komplexes Thema, das von verschiedenen Faktoren abhängt, darunter die chemische Natur des Salzes, die Zusammensetzung der ZNS-Flüssigkeiten (z.B. Liquor cerebrospinalis) und der pH-Wert.

Der pH-Wert im ZNS wird streng reguliert und liegt normalerweise zwischen 7,3 und 7,4. Abweichungen von diesem Wert können die Löslichkeit von Salzen beeinflussen und somit ihre Verteilung und Wirkung im ZNS verändern.

• Auswirkungen auf Neurotransmitter: Viele Neurotransmitter sind organische Salze oder Amine, deren Löslichkeit und Protonierung von dem pH-Wert beeinflusst wird. Veränderungen des pH-Wertes können die Freisetzung, den Transport und die Bindung von Neurotransmittern an ihre Rezeptoren beeinflussen.
• Auswirkungen auf Medikamente: Viele Medikamente, die im ZNS wirken, sind ebenfalls Salze oder Amine. Die Löslichkeit und Verteilung dieser Medikamente im ZNS wird von dem pH-Wert beeinflusst. Eine Änderung des pH-Wertes kann die Wirksamkeit und Toxizität dieser Medikamente verändern.
• Auswirkungen auf Ionenkanäle: Die Funktion von Ionenkanälen im ZNS wird von dem pH-Wert beeinflusst. Änderungen des pH-Wertes können die Leitfähigkeit und Selektivität von Ionenkanälen verändern und somit die neuronale Erregbarkeit beeinflussen.

Zink und Wasser

Zink ist von Natur aus in Gewässern enthalten. Die mittlere Konzentration von Zink in Meerwasser liegt bei circa 0,6-5 ppb. In Flüssen ist im Allgemeinen eine Zinkkonzentration von 5-10 ppb anzutreffen. Algen enthalten 20-700 ppm, Meeresfische und Muscheln 3-25 ppm, Austern 100-900 ppm und Krebse 7-50 ppm. Der von der Weltgesundheitsorganisation WHO (World Health Organisation) festgelegte Trinkwassergrenzwert für Zink ist 5 mg Zn2+/L.

Elementares Zink reagiert nicht mit Wassermolekülen. Das Ion bildet mit den im Wasser enthaltenen Hydroxid-Ionen eine schützende, schwerlösliche Schicht von Zinkhydroxid (Zn(OH)2). Hierbei gilt folgende Reaktionsgleichung: Zn2+ + 2OH- -> Zn(OH)2(s)

Mit den in Wasser enthaltenen H+-Ionen findet folgende Reaktion statt: Zn(s) + 2H+ -> Zn2+(aq) + H2(g)

Bei dieser Reaktion kommt folglich Wasserstoff frei, der mit Sauerstoff explosiv reagiert (Knallgaseffekt). Zinksalze verursachen in größeren Konzentrationen eine milchige Trübung im Wasser. Außerdem kann durch Zink ein unerwünschter Geschmack des Wassers entstehen. Dies geschieht ab einer Konzentration von etwa 2 mg Zn2+/L.

Die Wasserlöslichkeit von elementarem Zink ist nicht nur abhängig von der Temperatur, sondern auch vom pH-Wert des Wassers. Im neutralen Bereich ist Zink fast unlöslich, während die Löslichkeit bei einem pH-Wert von 6 oder kleiner rapide steigt und auch ab pH 11 wieder zunimmt. Das Element liegt im gelösten Zustand als ZnOH+(aq) oder als Zn2+(aq) vor. Auch die Form des nichtionischen ZnCO3 (Löslichkeit 0,21 g/L) ist anzutreffen.

Beispiele für Zinkverbindungen, die in Wasser mehr oder weniger gut löslich sind, sind: Zinkchlorid (ZnCl2) mit einer Wasserlöslichkeit von 4320 g/L, das wasserunlösliche Zinkoxid (ZnO) oder Zinkvitriol (ZnSO4 . 7H2O) mit einer Wasserlöslichkeit von 580 g/L.

Die wichtigsten Zinkerze sind Zinkblende (ZnS) und Zinkspat bzw. Zinkcarbonat (ZnCO3). Durch Auswaschungen aus Zinkerzlagerstätten können diese Verbindungen in Gewässer gelangen. Etwa drei Viertel des Zinks findet als Metall Verwendung. Der Rest wird als Zinkverbindungen in verschiedenen Industrien verwendet. In den Industrieabwässern aus der Galvani-Industrie, Beizereien, der Batterieherstellung etc. ist folglich Zink enthalten. Zinkverbindungen finden auch viele andere Verwendungen. Zinkchlorid wird u.a. zur Herstellung von Pergamentpapier verwendet, Zinkoxid in Salben und Farbe, sowie für Katalysatoren, Zinkvitriol als Dünger und Zinkbacitracin als wachstumsförderndes Mittel in der Tierzucht. Doch der größte Teil des im Abwasser und Klärschlamm enthaltenen Zinks stammt nicht aus diesen punktuellen Quellen, sondern von größeren Oberflächen. Durch insbesondere Wasser mit hohem Kohlensäuregehalt kann Zink aus verzinkten Rohren und Regenrinnen gelöst werden. Zinkhaltige Autoreifen und Motoröl aus verzinkten Tanks hinterlassen Zink auf den Straßen. Außerdem werden zinkhaltige Verbindungen als Fungizide oder Insektizide verwendet und können so ins Wasser gelangen. Bei ungenügenden Sicherheitsvorkehrungen treten erhöhte Zinkemissionen auch bei (Sonder)Mülldeponien oder Deponien für Bauschutt auf.

Zink gilt als im Allgemeinen nicht wassergefährdend. Hierbei handelt es sich jedoch um elementares Zink. Zinkverbindungen, wie z.B. Zinkarsenat oder Zinkzyanid, können sogar stark wassergefährdend sein. Für Menschen und Tiere ist Zink ein essentieller Stoff. Doch eine Überdosierung kann negative Folgen haben. Ab einer gewissen Konzentration gilt Zink sogar als toxisch. Bei Mensch und Tieren ist diese Toxizität gering. Die Phytotoxizität hingegen ist nicht zu unterschätzen. So sollte Klärschlamm aus der Abwasserreinigung, der in Landwirtschaft, Forstwirtschaft oder im Gartenbau genutzt wird, den Zinkgehalt von 3 g/kg Trockenmasse nicht überschreiten. Bei ökotoxikologischen Tests wurde für Zink ein PNEC-Wert von 50 μg/L gelösten Zinks ermittelt. Das entspricht 150-200 μg/L Gesamt-Zink im Wasser. Dieser PNEC-Wert gibt die voraussagbar unwirksame Konzentration (Predicted No Effect Concentration) an. Die Zinkemissionen aus der Industrie haben stark abgenommen. Daher stellen die heutigen Zinkwerte kein großes Risiko für die Umwelt mehr dar. Der Zinkgehalt im Rhein z.B. liegt im optimalen Bereich. Trotzdem gibt es noch Orte mit historischer Kontamination. Zink hat natürlicherweise fünf stabile Isotope (z.B. 64Zn, 66Zn und 68Zn), aber auch fünfzehn instabile Isotope. 65Zn tritt etwa im Kühlwasser von Kernreaktoren auf und wird zu medizinischen Diagnosezwecken verwendet. Zink scheint sich in einigen Organismen anzureichern.

Der menschliche Körper enthält circa 2,3 g Zink, ein lebensnotwendiges Spurenelement. Es erfüllt wichtige Funktionen auf dem Gebiet der Enzyme und der Replikation des genetischen Codes. Auch das Hormon Insulin enthält Zink, und es spielt eine Rolle bei der sexuellen Reifung. Die minimale Einnahme sollte bei 2-3 mg pro Tag liegen um Mangelerscheinungen vorzubeugen. Nur etwa 20-40% des Zinks aus der Nahrung können vom Körper aufgenommen werden. So gelten auch Mineralwässer mit hohem Zinkgehalt als gesund. Zinkmangel macht sich bemerkbar durch Geschmacklosigkeit und geringen Appetit. Bei Kindern kann er auch Störungen des Immunsystems und des Enzymhaushalts verursachen. Ein höherer Zinkstatus schützt scheinbar vor schädlichen Effekten von Cadmium. Auch die Absorption von Blei kann bei Mensch und Tier durch Zink vermindert werden. Zudem scheint das Kupfer/Zink-Verhältnis im menschlichen Körper charakteristisch zu sein. Natürlich kann Zink auch überdosiert werden, was jedoch nicht sehr schnell passiert. Dies kann zu akuter Übelkeit, Schwindelgefühl, Erbrechen, Kolik, Fieber und Durchfall führen nach Einnahme von etwa 4-8 g Zink. Akute Zinkvergiftung tritt auch in Form von Bauchschmerzen und Erbrechen nach Einnahme von 2 g Zinksulfat auf. Interessant ist zudem, dass Zink zusammen mit Cadmium und Quecksilber in der 12. Gruppe des Periodensystems steht, die anderen beiden Übergangsmetalle jedoch sehr giftig sind. Beispiele für gesundheitliche Effekte von Zinkverbindungen sind: Verätzungen der Schleimhäute durch Zinkchlorid (tödliche Dosis: 3-5 g) und Vergiftungen durch Zinkvitriol (tödliche Dosis: 5 g).

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