Les solutés ioniques sont maintenus ensemble par des interactions attractives appelées forces coulombiques. Lorsque les solutés ioniques sont dissous dans l'eau, les liaisons hydrogène entre les molécules d'eau brisent et perturbent les forces coulombiques entre les ions. Briser un réseau cristallin ionique en ses ions constituants de cette manière nécessite un apport d'énergie important et, par conséquent, l'enthalpie du soluté est un processus endothermique.

L'énergie libérée lorsqu'une mole de solide ionique est formée à partir des ions gazeux constitutifs s'appelle l'énergie du maillage et est toujours exothermique. Ainsi, l'enthalpie pour briser une mole du soluté en ses composants est égal et opposé à l'énergie du maillage. Cependant, lorsqu'un maillage ionique est brisé dans une solution aqueuse, chaque ion est entouré et stabilisé par des interactions ion-dipôle avec l'extrémité opposée du dipôle d'eau.

Ce phénomène s'appelle l'hydratation. Le changement d'enthalpie associé à la dissolution d'une mole d'ions dans l'eau est connue sous le nom de chaleur d'hydratation. C'est une combinaison de l'enthalpie du solvant et l'enthalpie du mélange.

Comme les interactions ion-dipôle entre un ion hydraté et les molécules d'eau sont beaucoup plus fortes que les liaisons hydrogène dans l'eau seule, l'hydratation est toujours un processus exothermique. L'enthalpie globale de la solution est une somme de l'enthalpie endothermique du soluté et la chaleur exothermique d'hydratation et dépend donc des magnitudes relatives de ces deux termes. Si l'enthalpie du soluté est inférieure à la chaleur d'hydratation, l'enthalpie de solution sera négative, et la dissolution sera exothermique comme dans une solution de sodium hydroxyde.

Si l'enthalpie du soluté est supérieure à la chaleur d'hydratation, l'enthalpie de la solution sera positive et la dissolution sera endothermique comme dans une solution d'ammonium chlorure. Si l'enthalpie du soluté est bien supérieure à la chaleur d'hydratation, le soluté restera insoluble dans l'eau comme dans le cas du sulfate de calcium. Si les deux termes sont presque égaux, l'enthalpie de solution sera presque nul, comme dans le cas de la chlorure de sodium.

De tels solutés ne modifient pas la température de la solution.