Szukaną reakcję otrzymamy, odejmując równanie (2) od (1) — czyli dodając (1) i odwrócone (2):

(1): $\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$, $\Delta H_1 = -394$

odwrócone (2): $\text{CO}_2 \rightarrow \text{CO} + \tfrac{1}{2}\text{O}_2$, $-\Delta H_2 = +283$

Po dodaniu $\text{CO}_2$ się skraca: $\text{C} + \tfrac{1}{2}\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}$.

$\Delta H = -394 + 283 = -111\ \tfrac{\text{kJ}}{\text{mol}}$.

Ponieważ $\Delta H$ zależy tylko od stanu początkowego i końcowego, możemy „dojść" do produktów inną, znaną drogą — przez reakcje pośrednie, których entalpie znamy.

Sumując (z zachowaniem reguł: odwracanie, mnożenie) równania etapów, otrzymujemy $\Delta H$ reakcji sumarycznej — nawet jeśli w praktyce nie przebiega ona wprost.

Odwrócenie reakcji zmienia znak $\Delta H$:

$\Delta H_{\text{synteza}} = -120\ \tfrac{\text{kJ}}{\text{mol}}$.

Reakcja odwrotna jest więc egzoenergetyczna — wydziela tyle samo energii, ile rozkład pochłaniał.