A variação global de entalpia dos processos endotérmicos (imagem I) pode ser determinada por ΔH_solução= ΔH_soluto + ΔH_solvente – ΔH_mistura, substituindo na equação os valores reais do sistema considerado.

Para que as soluções de NaCl se formem, a interação solvente-solvente deve ser forte o suficiente para fazer com que o ΔH_mistura seja comparável em magnitude ao somatório ΔH_soluto + ΔH_solvente.

Os processos globais exotérmicos (imagem II) tendem a ocorrer espontaneamente. Por outro lado, se o ΔH_solução for muito endotérmico (como o caso do NH₄NO₃), o soluto pode não se dissolver em uma extensão significativa no solvente escolhido.

Quando o MgSO₄ é adicionado à água, o ΔH_solução é exotérmico (imagem I). Em contraste, a dissolução de NH₄NO₃ em água tem ΔH_solução endotérmico (imagem II). Esse comportamento justifica o fato desses sais serem os principais componentes de compressas instantâneas quentes e frias usadas para tratar lesões esportivas.

A solução resultante exibirá propriedades coligativas, as quais dependem da quantidade e da identidade das partículas do soluto.

Uma solução é saturada quando está em equilíbrio com o soluto não dissolvido. Se for adicionado mais soluto a uma solução saturada, ele não se dissolverá.

Solutos iônicos são facilmente dissolvidos em solventes apolares, pois as interações soluto-solvente estabelecidas compensam as energias necessárias para separar os íons no retículo cristalino.

O ponto (I) corresponde à dissolução e (II) à cristalização. A extensão em que a reação de dissolução acontece é expressa pela constante de equilíbrio (Kps). Quanto maior o valor desta constante, menor a solubilidade do soluto em água.

V = k[C]

V = k[A]°

V = k[A]²

V = k[B][C]

0,4

91,3

2,4 x 10^-5

3,3 x 10^-3

–2.865

–1.433

–1.102

1.102