La formation d'une solution est un exemple de processus spontané, un processus qui se produit dans des conditions spécifiées sans énergie provenant d'une source externe.

Lorsque les intensités des forces intermoléculaires d'attraction entre les espèces de solutés et de solvants dans une solution ne sont pas différentes de celles présentes dans les composants séparés, la solution se forme sans être accompagnée d'une variation d'énergie. Une telle solution est appelée une solution idéale. Un mélange de gaz parfaits (ou de gaz tels que l'hélium et l'argon, qui se rapprochent beaucoup du comportement idéal) est un exemple de solution idéale puisque les entités qui composent ces gaz ne subissent aucune attraction intermoléculaire significative.

Des solutions idéales peuvent également se former lorsque des liquides similaires structurellement sont mélangés. Par exemple, les mélanges des alcools méthanol (CH₃OH) et éthanol (C₂H₅OH) forment des solutions idéales, tout comme les mélanges des hydrocarbures pentane, C₅H₁₂ et hexane, C₆H₁₄. Cependant, contrairement à un mélange de gaz, les composants de ces solutions liquide-liquide subissent, en effet, des forces intermoléculaires d'attraction. Mais comme les molécules des deux substances mélangées sont structurellement très similaires, les forces intermoléculaires d'attraction entre les molécules semblables et les molécules différentes sont essentiellement les mêmes, et le processus de dissolution n'entraîne donc pas d'augmentation ou de diminution notable de l'énergie. Ces exemples illustrent comment une dispersion accrue de la matière à elle seule peut fournir la force motrice nécessaire pour provoquer la formation spontanée d'une solution. Toutefois, dans certains cas, les intensités relatives des forces intermoléculaires d'attraction entre les espèces de soluté et de solvant peuvent empêcher la dissolution.

Prenons l'exemple d'un composé ionique se dissolvant dans l'eau. La formation de la solution exige que les forces électrostatiques entre les cations et les anions du composé (soluté–soluté) soient complètement dépassées car des forces d'attraction sont établies entre ces ions et les molécules d'eau (soluté-solvant). Les liaisons hydrogène entre une fraction relativement petite des molécules d'eau doivent également être dépassées pour accueillir tout soluté dissous. Si les forces électrostatiques du soluté sont significativement plus importantes que les forces de solvatation, le processus de dissolution est significativement endothermique et le composé peut ne pas se dissoudre de façon notable. D'autre part, si les forces de solvatation sont beaucoup plus grandes que les forces électrostatiques du composé, la dissolution est significativement exothermique et le composé peut être très soluble.

Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Section 11.1 : Le processus de dissolution.