水怎样让盐晶体中的离子分开？
盐晶体是固体，却能逐渐溶进水里。钠和氯并没有消失。我们需要先弄清楚什么把离子维系在一起，再看它们溶解后被什么包围。我们从一个水分子中的电子开始，再用同一套电荷颜色，跟随表面离子进入溶液。
1 · 水分子中有共用电子对
原子中间是带正电的核，核外一层层排着带负电的电子，靠外的电子可以和其他原子共用。一个水分子含一个氧原子和两个氢原子。氧提供六个价电子，也就是最外层电子；两个氢各提供一个，总共八个。两对电子在 O—H 共价键中共享，另外两对主要分布在氧附近，不参与成键，叫作孤对电子。
先看下方“电子对”图。八个琥珀色标记用于清点路易斯结构中的价电子，不是实测位置，也不是固定停在键上的小球。氧的两个内层电子不画在这张价电子示意图中。
每条 O—H 连线表示一对共用电子，两个键之间的夹角约为 104.5°。
2 · 不均匀的共享怎样形成偶极
氧对共用电子的吸引比氢更强，电子密度因此偏向氧：氧端带部分负电 δ−，氢端带部分正电 δ+。切换到第二幅图，观察这种偏移。本页始终用蓝色表示负电、红色表示正电。
再看分子的折线形。两个氢端大致位于氧的同一侧，因此两条键上的电荷分离不会彼此抵消。一个整体中性、但正负电荷分布中心分开的分子，就具有电偶极。这解释了为什么中性的水分子仍会受到离子的吸引并改变朝向。
3 · 晶体是一整个离子网络
NaCl 固体中本来就有钠离子 Na⁺ 和氯离子 Cl⁻。异号电荷相互吸引，离子组成重复排列的三维晶格。内部每个离子都有六个最近的异号离子邻居。NaCl 这个化学式表示 1∶1 的比例，不表示固体由一个个独立的 NaCl 分子组成。
模型中，小红球是 Na⁺，较大的蓝球是 Cl⁻。发光连线突出最近邻之间的吸引，不是实际存在的杆；作用也不局限于这些连线。水分子的氧端为蓝色、氢端为红色，可以直接比较相对的电荷。
4 · 水分子取向、包围并稳定离子
从 0% 开始，慢慢拖动过程滑块。先观察两个表面离子附近的水分子：氧端转向 Na⁺，氢端转向 Cl⁻。多个水分子可以同时包围一个离子，这层有取向的水分子称为水合层。
继续推进，表面离子离开原来的晶格位置，周围水分子与离子的相互作用稳定了溶液中的离子。距离增大时，原晶格连接的亮度逐渐减弱。水分子仍保持完整：NaCl 溶解不会把水的 O—H 共价键拆开。
红色：正电（Na⁺ 或 Hδ+）；蓝色：负电（Cl⁻ 或 Oδ−）。拖动可旋转。
比较朝向离子的一端：正离子吸引氧端，负离子吸引氢端。
这是刻意慢放的过程示意，不是分子动力学轨迹，也没有计算真实作用力。每个选中离子周围画六个水分子是为了看清取向，不表示两种离子的配位数始终恰好等于六。真实水合层会波动、交换水分子，离子也可能重新附着。只看动画，不能判断溶解在热力学上是否有利。
检查理解：溶解后的氯离子会变成中性氯原子吗？
不会。Cl⁻ 仍是离子。水分子只是围绕负电荷重新取向；这个过程没有发生使它中性化的电子转移。
5 · 用数据检查能量解释
把离子从晶格中分离需要能量；让分离的气态离子水合会释放能量。我们很容易据此猜测：能够溶解的盐，水合放热一定比拆开晶格的耗能更多。室温下的 NaCl 恰好说明，这个判断不成立。
下表是 298.15 K 的标准状态数据。 是标准生成焓。焓是一种记录能量的量；在敞口容器里，压力不变，吸收的热量就等于焓的变化。生成焓把一摩尔物质与组成它的元素参考状态作比较。小圆圈表示采用标准状态约定，下标 表示生成； 是标准摩尔熵。三种物质的数据取自同一张表，保持定义一致。如果这些单位还陌生，可以先跳过计算，只记住结果：拆开晶格要吸收能量，水合会放出能量，两者几乎抵消，所以只看能量还说不清它为什么能溶。
| 物种 | ΔH°f / kJ mol⁻¹ | S° / J K⁻¹ mol⁻¹ |
|---|---|---|
| NaCl(s) | -411.2 | 72.1 |
| Na⁺(aq) | -240.1 | 59 |
| Cl⁻(aq) | -167.2 | 56.5 |
反应焓等于产物生成焓之和减去反应物生成焓之和，表示终态与初态的能量差。
正值表示这项标准状态比较中每摩尔约吸收 3.9 kJ 的热量。根据赫斯定律，可以把同一变化拆成晶格分离和水合两个步骤。两个很大、方向相反的贡献几乎抵消，这里晶格分离所需的能量略大。水合焓包含这个定义过程中的溶剂重排，不只是图中几条接触的能量。仅凭焓，我们还没有解释为什么溶解能进行。
6 · 熵、自由能与饱和
溶解改变了能量和粒子的分布方式。微观安排具体记录粒子的位置与能量；宏观状态则记录温度、体积等整体量。同一个宏观状态可以对应很多种微观安排。熵记作 ：可能安排越多，它的值就越大；它不是数画面看起来多乱。为什么要用对数？两个独立系统合在一起时，可能安排的种数相乘。取对数以后，乘法变成加法，熵也就可以相加，例如 。在统计模型的前提下，可实现的安排越多，熵越大；熵本身不是安排种数的原始计数。离子分散可能增加熵，水分子局部取向又可能抵消部分增加。因此我们计算总变化，而不凭一幅图判断。
必须把溶液和周围环境一起考虑。恒温、恒压下，两者合计的熵变化可以改写成一个新量：吉布斯自由能变化 。下面逐步说明减号怎样产生。这个判据指出有利方向，并不告诉我们反应有多快。计算时用开尔文，并统一能量单位：。
把溶液和环境的变化分别记下来
把正在溶解的盐和水叫作系统。上表算出的是系统的熵变化。焓变为正，表示在恒压、只有体积功的条件下，溶解一摩尔盐要从环境吸热。系统收到多少热，环境就失去多少热。
把环境看成很大的热库：交换这点热量，温度几乎不变。对温度保持不变的热库，熵的增加等于收到的热量除以开尔文温度。这是热力学中热量与熵的关系，不是从离子动画猜出来的。这里热库失去热量，因此它的熵变为负。
现在把两部分换成相同单位后相加。系统增加的熵，比环境减少的熵更多。热力学第二定律要求自发方向使总熵增加，并不要求每一部分的熵都单独增加。
同一个比较也可以改写成能量单位。把总熵变乘以 。绝对温度为正，因此这次乘法会把符号反过来：正的总熵变变成负值。展开括号，得到 。这个组合就叫吉布斯自由能变化，记作 。在刚才说明的恒温、恒压条件下， 因而选出同一个有利方向。
这组数值采用表中的标准状态数据，解释的是标准变化的正负。浓度改变后，实际比较也会改变；接下来再加入这一项。两种计算都不能告诉我们晶体溶解得有多快。
标准自由能变化为负，说明轻微吸热并不排除溶解。但这不表示任意多的盐都能溶下去。实际 还取决于离子的活度 ，也就是用无量纲量表示的有效浓度。这里 是按能量每摩尔每开尔文计量的气体常数， 是开尔文温度， 是自然对数：输入为 1 时取 0，输入在 0 与 1 之间时为负，正输入增大时它也增大。对数中的输入是两种活度的乘积。溶液越来越浓时，这个修正项通常增大；饱和时 ，溶解与结晶达到平衡。浓 NaCl 溶液并不理想，因此不能把摩尔浓度直接代入就声称得到了准确的溶解度。
