Wie viel Salz pro \(\ce{100 ml}\) löslich sind, ist von der Temperatur abhängig. Oft gilt, dass sich mehr Feststoff löst, je höher die Temperatur des Lösemittels ist. Umgekehrt gilt für diese Feststoffe aber auch, dass eine Abkühlung des Gemisches bewirkt, dass sich weniger Feststoff in dem Lösemittel löst. Schauen wir uns hierfür mal das Beispiel eines Salz-Wasser-Gemisches an: Ein \(\ce{90 °C}\) warmes Salz-Wasser-Gemisch ist sehr energiereich, daher bewegen sich die Teilchen sehr schnell. Die Anziehungskräfte zwischen den Teilchen können durch die schnelle Bewegung der Teilchen überwunden werden. Kühlen wir das Gemisch ab (Abb. 3), wird den Teilchen Energie entzogen. Die Teilchen bewegen sich nun langsamer als vorher. Treffen nun zwei Salz-Teilchen aufeinander, bleiben sie zusammen. Die Energie reicht nicht mehr aus, um die beiden Salz-Teilchen auseinander zu reißen. Es entsteht ein Verbund aus Salz-Teilchen, der durch weitere Salz-Teilchen noch größer werden kann. Wenn der Verbund groß genug ist, können wir den Verbund als Salzkörnchen wahrnehmen.
Um die Vorgänge beim Lösen verstehen zu können, müssen wir uns noch einmal ein Wasser-Molekül näher betrachten. Ein Wasser-Molekül besitzt verschiedene Pole: Auf der einen Seite einen Minus-Pol durch die (negative Partialladung), auf der anderen Seite einen Pluspol (durch die positiven Partialladungen). Beim Lösevorgang werden die Seiten der Wassermoleküle mit der positiven Partialladung von den Anionen, also im Falle des Natriumchlorids von den Chlorid-Ionen, angezogen. Die Seite eines Wassermoleküls mit der negativen Partialladung wird von den Kationen, also im Falle des Natriumchlorids von den Natrium-Ionen, angezogen. Modell: Die Anziehungskraft eines Wassermoleküls reicht nicht aus, um ein Ion aus dem Kristallverband heraus zu brechen. Da sich jedoch stets mehrere Wasser-Moleküle an einem Ion anlagern - besonders an den Ecken des Kristalls - , summiert sich die Anziehungskraft. Schließlich werden die Ionen aus dem Kristallgitter heraus gebrochenen. Dieses "Herausbrechen" benötigt Energie, die als Wärmeenergie dem Lösemittel entzogen wird.
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| Ion | Zahl der Wassermoleküle |
| Li+ | 12 |
| Na+ | 8 |
| K+ | 4 |
| Mg2+ | 14 |
| Ca2+ | 10-12 |
| Cl- | 3 |
| Br- | 2 |
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[1] Quelle: Römpp USB Stick · 2008, ISBN: 978-3-13-149231-9
Würde man nun solch eine Salzlösung eindampfen oder verdunsten lassen, so gehen die Wassermoleküle in den gasförmigen Zustand über, die Hydrathüllen fallen weg und die Ionen können sich wieder anziehen und ein Ionengitter bilden. Nach dem Verdampfen des Wassers sehen wir wieder das Salz.
Durch das Eindampfen von gesättigten Salzlösungen wurde früher in den Salzsiedereien aus den Solequellen das Speisesalz gewonnen. In südlichen Ländern wird durch Verdunsten von Meerwasser heute noch Speisesalz nach diesem Prinzip gewonnen:
Ist die Hydrationsenergie größer als die Gitterenergie, so ist in der Regel ein Salz löslich und das Wasser erwärmt sich (exothermer Lösevorgang). Ist die Gitterenergie viel größer als die Hydrationssenergie, so ist ein Salz in der Regel schwer löslich. Viele Salze lösen sich jedoch unter Abkühlung des Wassers. Bei diesen Salzen ist die Gitterenergie nur etwas größer als die Hydrationsenergie. Die fehlende Energiemenge wird dem Wasser entzogen: Das Wasser kühlt sich ab (endothermer Lösevorgang). Beim Natriumchlorid ist die Hydrationsenergie und die Gitterenergie etwa gleich. Demzufolge ändert sich die Temperatur des Wassers beim Lösen nur geringfügig.
Man kann den Lösevorgang von Natriumchlorid in Wasser mit folgendem "Reaktionsschema" beschreiben:
aqua = lat. Wasser
(aq) = Hydrathülle
(Beachte aber, dass hierbei keine neuen Stoffe entstehen. Der Begriff "Reaktionsschema" ist hier irreführend.)
