Eine chemische Reaktion in einem Becherglas setzt entweder Wärme frei oder nimmt sie auf. Der Wärmeinhalt des Systems bei konstantem Druck wird als Enthalpie bezeichnet und mit H abgekürzt. Sie ist eine Zustandsfunktion, d. h. sie hängt nur vom aktuellen Zustand des Systems ab, nicht vom Reaktionsweg. Die Enthalpieänderung ΔH ist die während einer Reaktion bei konstantem Druck aufgenommene oder freigesetzte Wärme. Ein negatives ΔH bedeutet, dass die Reaktion exotherm ist. Ein positives ΔH bedeutet, dass sie endotherm ist.

Die Enthalpie wird in Joule oder Kilojoule pro Mol gemessen. Üblicherweise wird sie als Standardenthalpieänderung ΔH° angegeben, die unter Standardbedingungen gemessen wird: 1 Atmosphärendruck und eine festgelegte Temperatur, üblicherweise 298 Kelvin. Die Standardbildungsenthalpie ist die Enthalpieänderung, die auftritt, wenn ein Mol einer Verbindung aus ihren Elementen in ihren Standardzuständen gebildet wird. Sie ist für Elemente in ihren Standardzuständen als null definiert.

Enthalpieänderungen lassen sich mithilfe des Satzes von Hess berechnen. Dieser besagt, dass die Gesamtenthalpieänderung einer Reaktion der Summe der Enthalpieänderungen der einzelnen Reaktionsschritte entspricht, unabhängig vom Reaktionsweg. Dadurch können Chemiker Enthalpieänderungen auch für Reaktionen berechnen, die sich nur schwer direkt messen lassen. Bindungsenergien können ebenfalls zur Abschätzung von Enthalpieänderungen herangezogen werden, allerdings handelt es sich dabei um Mittelwerte, die weniger genau sind.

Die Enthalpie ist ein zentraler Begriff in der Thermochemie. Sie bestimmt, ob eine Reaktion exotherm oder endotherm verläuft, wie viel Wärme freigesetzt oder aufgenommen wird und wie viel Energie für Arbeit zur Verfügung steht. In der Industrie wird sie zur Auslegung von Reaktoren, zur Optimierung der Brennstoffeffizienz und zur Steuerung des Wärmetransports eingesetzt.