2 H-H + O=O → 2 H–O-H
Rozrywane wiązania: H–H i O=O
Ilość energii pobranej z otoczenia (zrywane wiązania):
2 mol ∙ 436
+ 1 mol ∙ 499
= 1371 kJ
Tworzone wiązania: H-O
Ilość energii oddanej do otoczenia (tworzone wiązania):
2∙ 2 mol ∙ (- 465
) = - 1860 kJ
Bilans końcowy:
1371 kJ + (- 1860 kJ) = - 489 kJ = ΔH
Ponieważ ΔH (entalpia) jest mniejsza od zera, reakcja jest egzoenergetyczna.
Z tabeli 1.1 odczytujemy wartość energii wiązań H–H, O=O, O–H. Aby przerwać wiązanie musimy dostarczyć ciepło do układu (dodatnia wartość energii wiązania), natomiast aby je stworzyć, ciepło jest oddawane do otoczenia (ujemna wartość energii wiązania). Tam, gdzie wiązania są rozrywane wstawiamy znak „+” przed wartością z tabelki a tam, gdzie tworzone wstawiamy znak „-” przed wartością z tabelki. Musimy pamiętać, żeby wymnożyć ową wartość przez całkowitą liczbę wiązań biorących udział w reakcji tj. współczynnik stechiometryczny z jednostką mol i liczbę wiązań w danym związku (podkreślone w rozwiązaniu). Sumujemy wartości energii i na podstawie tego, czy wynik (entalpia) jest dodatni czy ujemny wnioskujemy o typie reakcji (endoenergetyczna lub egzoenergetyczna).