I soluti ionici sono tenuti insieme da interazioni di attrazione, dette forze coulombiche. Quando i soluti ionici sono disciolti in acqua, i legami idrogeno fra le molecole d'acqua si rompono e interrompono le forze coulombiche fra gli ioni. La rottura di un reticolo cristallino ionico nei suoi ioni costituenti, richiede un grande input d'energia e, dunque, l'entalpia del soluto è un processo endotermico.

L'energia rilasciata quando una mole di solido ionico è formata dagli ioni gassosi costituenti è detta energia del reticolo ed è sempre esotermica. Pertanto, l'entalpia per rompere una mole del soluto nei suoi componenti è uguale e opposta all'energia del reticolo. Tuttavia, quando un reticolo ionico è rotto in una soluzione acquosa, ogni ione è circondato e stabilizzato tramite interazioni ione-dipolo con l'estremità carica in modo opposto rispetto al dipolo dell'acqua.

Questo fenomeno si chiama idratazione. Il cambiamento di entalpia associato alla dissoluzione di una mole di ioni in acqua è detto calore di idratazione. È una combinazione dell'entalpia del solvente e dell'entalpia di miscelazione.

Poiché le interazioni ione-dipolo fra uno ione idratato e le molecole d'acqua sono molto più forti dei legami idrogeno nella sola acqua, l'idratazione è sempre un processo esotermico. L'entalpia complessiva della soluzione è una somma dell'entalpia endotermica del soluto e del calore esotermico di idratazione, e dunque dipende dalle grandezze relative di questi due fattori. Se l'entalpia del soluto è inferiore al calore di idratazione, l'entalpia della soluzione sarà negativa e la dissoluzione sarà esotermica come si vede in una soluzione di idrossido di sodio.

Se l'entalpia del soluto è maggiore del calore di idratazione, l'entalpia della soluzione sarà positiva e la dissoluzione sarà endotermica come in una soluzione di cloruro di ammonio. Se l'entalpia del soluto è molto maggiore del calore di idratazione, il soluto rimarrà insolubile in acqua come nel caso del solfato di calcio. Se i due termini sono quasi uguali, l'entalpia della soluzione sarà quasi zero, come per il cloruro di sodio.

Tali soluti non modificano la temperatura della soluzione.