يستخدم الكيميائيون عادة خاصية تعرف بالمحتوى الحراري (H) لوصف الديناميكا الحرارية للعمليات الكيميائية والفيزيائية. يُعرَّف المحتوى الحراري بأنه مجموع الطاقة الداخلية للنظام (E) والناتج الحسابي للضغط (P) والحجم (V):

إن المحتوى الحراري هو دالة حالة. لا يمكن قياس قيم المحتوى الحراري للمواد المحددة مباشرةً؛ ولا يمكن تحديد سوى التغيرات في المحتوى الحراري للعمليات الكيميائية أو الفيزيائية. بالنسبة للعمليات التي تحدث عند الضغط الثابت (وهو شرط شائع للعديد من التغيرات الكيميائية والفيزيائية)، فإن التغير في المحتوى الحراري (ΔH) هو:

يمثل الناتج الرياضي PΔV العمل (w)، أي التوسع أو عمل الحجم والضغط. ومن خلال تعريفاتها، فإن العلامات الحسابية لـ ΔV ولـ "w" ستظل دوماً معكوسة:

يؤدي استبدال هذه المعادلة وتعريف الطاقة الداخلية عند الضغط الثابت (ΔE = q_p + w) في معادلة التغير في المحتوى الحراري إلى:

حيث أن q_p هو حرارة التفاعل في ظل ظروف الضغط المستمر.  

وهكذا، إذا تم تنفيذ عملية كيميائية أو فيزيائية بضغط ثابت مع العمل الوحيد الذي تم إنجازه نتيجة للتوسع أو الانكماش (P-V عمل)، فإن التدفق الحراري (q_p) والتغير في المحتوى الحراري (ΔH) للعملية متساويان.

تساوي الحرارة الناتجة عن تشغيل موقد بنسن التغير في المحتوى الحراري لتفاعل احتراق الميثان الذي يحدث منذ حدوثه في الضغط الثابت للغلاف الجوي. عادة ما يجري الكيميائيون تجارب في ظل ظروف جوية طبيعية، بضغط خارجي ثابت مع q_p = ΔH، مما يجعل المحتوى الحراري الخيار الأكثر ملاءمة لتحديد التغيرات الحرارية للتفاعلات الكيميائية.

تشير القيمة السالبة للتغير في المحتوى الحراري، ΔH < 0، إلى تفاعل طارد للحرارة (الحرارة المعطاة للبيئة المحيطة)؛ وتشير القيمة الموجبة، ΔH > 0، إلى تفاعل طارد للحرارة (الحرارة الممتصة من المحيط). إذا تم عكس اتجاه المعادلة الكيميائية، يتم تغيير العلامة الحسابية لـ ΔH (العملية الماصة للحرارة في اتجاه واحد طارد للحرارة في الاتجاه المعاكس).

من الناحية المفاهيمية، ΔE (مقياس الحرارة والعمل) و ΔH (مقياس الحرارة عند ضغط ثابت) كلاهما يمثّلان التغيرات في وظيفة الحالة للنظام. في العمليات التي يكون فيها تغير الحجم، ΔV صغيراً (انصهار الجليد)، يكون ΔE و ΔH متطابقين. ومع ذلك، إذا كان التغير في الحجم كبيراً (تبخر الماء)، فسيكون مقدار الطاقة المنقولة كعمل غير مهمل؛ وبالتالي، تكون قيم كل من ΔE وΔH مختلفة بشكل كبير.

هذا النص مقتبس من Openstax, Chemistry 2e, Section 5.3: Enthalpy.