Der Auflösungsprozess

Unpolare und polare Substanzen bilden im allgemeinen keine Lösungen untereinander. Der Grund dafür liegt in der Art der Bindung zwischen den Molekülen. Bei unpolaren Substanzen werden die Moleküle durch schwache Van-der-Waals-Kräfte zusammengehalten. Im Gegensatz dazu herrschen bei den polaren Substanzen aufgrund der permanenten Dipolstruktur relativ starke intermolekulare Anziehungskräfte.
Ein polares Wassermolekül zieht seine benachbarten Wassermoleküle viel stärker an, als es ein unpolares Tetrachlorkohlenstoff-Molekül anziehen würde. Die Tetrachlorkohlenstoff-Moleküle werden aus dem Wasser herausgedrängt, es bildet sich ein Zwei-Phasen-System.
Methanol dagegen löst sich aufgrund seines polaren Charakters durch Ausbildung von so genannten Wasserstoff-Brücken in jedem Verhältnis in Wasser. Iod besteht wie Tetrachlorkohlenstoff aus unpolaren Molekülen und die Anziehungskräfte der Iod-Moleküle enstsprechen in Art und Größe etwa der der Tetrachlorkohlenstoff-Moleküle. Die beiden Substanzen mischen sich.

Man kann also sagen "Ähnliches löst Ähnliches".

Lösungsvorgang eines Ionenkristalls in Wasser

Polare Flüssigkeiten wie Wasser sind in der Lage, Gitterbausteine aus Ionenkristallen herauszulösen. Die positiven und negativen Teilchen des Kristalls ziehen die polaren Wasser-Moleküle an. Positive Teilchen ziehen die negativen Pole des Wassers (Sauerstoff) an, negative Teilchen die positiven "Wasserstoff-Enden".
Die Wassermoleküle werden untereinander durch so genannte Wasserstoffbrücken zusammengehalten:

	Abbildung 8: Wassermoleküle verbunden durch Wasserstoffbrücken (rot).

Ionische Verbindungen werden durch die so genannte Gitterenergie (siehe Ionenbindung) zusammengehalten.

Für den Lösungsvorgang müssen also einerseits bestehende Wasserstoffbrücken im Wasser aufgebrochen werden, und andererseits elektrostatische Kräfte im zu lösenden Stoff überwunden werden. Ein Lösung ist demnach nur dann möglich, wenn die Summe der beiden Effekte mit einem Energie- oder Entropiegewinn verbunden ist.

An der Kristalloberfläche sind die elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen den Teilchen unausgeglichen. Sie wirken nur auf eine Seite, dadurch können Kristallteilchen aus dem Kristallgitter losgerissen werden und im Verband der Lösungsmittelmoleküle "verschwinden". Dort werden sie dann über elektrostatische Wechselwirkungen stabilisiert. Man spricht dann von Solvatation oder im Falle von Wasser als Lösemittel von Hydratation.

	Abbildung 9: Solvatation eines NaCl-Kristalls in Wasser. Das Ganze als Flash-Animation!

In Abbildung 8 symbolisieren die kleinen dunkelgrauen Kugeln die Na⁺- Ionen, die großen hellgrauen die Cl^-- Ionen. Der Sauerstoff des Wassers ist hellblau dargestellt, der Wasserstoff dunkelblau.

Lösungsenthalpie

Bei der Solvatation wird Energie frei. Je größer die Ladung der Ionen und je kleiner die Ionen sind, umso mehr Solvatationsenergie wird frei.
Das Lösen eines Salzkristalles erfordert den Betrag der Gitterenergie, diese erhält das umgekehrten Vorzeichen. Die beim Lösen frei werdende Solvatationsenergie deckt den Energiebedarf hier nicht vollständig. Die Energiedifferenz bezeichnet man als Lösungsenthalpie DH_s, sie beträgt +3,89 kJ/mol.
Ist die molare Lösungsenthalpie positiv, so muss Wärme zugeführt werden, wenn der Stoff gelöst werden soll. Bei negativer molarer Lösungsenthalpie DH_s löst sich der Stoff unter Abgabe von Wärme. Löst man also Natriumchlorid in Wasser kühlt sich die Lösung leicht ab, im Falle von Natriumhydroxid (-44,54 kJ/mol) erwärmt sie sich dagegen deutlich.