يتضمن كل تفاعل نوعين من المواد الكيميائية — متفاعلة وناتجة. المواد الناتجة هي التي المواد التي يكوّنها التفاعل، بينما المتفاعلة، هي المواد التي تتفاعل أو تتركب أو تهدم من أجل تكوين ناتج التفاعل. بعبارة أخرى، المواد المتفاعلة في تفاعل كيميائي ما، هي كالمكوّنات في وصفة طعام، بينما تمثل النواتج الطبق الذي نأكله. من أجل معرفة تغير أنتالبية ∆H تفاعل ما، يجب أولًا تحديد المواد المتفاعلة والمواد الناتجة. . لنسحب أنتالبية تفاعل تكوين الماء على سبيل المثال، انطلاقًا من الهيدروجين و الأوكسجين: 2H2 (هيدروجين) + O2 (أوكسجين)  →   2H2O (ماء) في هذه المعادلة، المواد المتفاعلة هي الهيدروجين H2 والأوكسجين O2 بينما الناتجة هي الماء. الآن أوجد كتل المواد المتفاعلة، إذا لم تكن تعرف كتلها أو لست قادرًا على وزن المواد المتفاعلة في التوازن العلمي، يمكنك استخدام كتلها الجزيئية لمعرفة كتلها الحقيقية. إن الكتل المولية هي ثوابت مذكورة في الجدول الدوري (للعناصر المفردة فقط) وفي المراجع الكيميائية الأخرى (للجزيئات والمركبات). ببساطة، اضرب الكتلة المولية لكل مادة متفاعلة بعدد مولاتها المستخدمة لإيجاد كتلة المواد المتفاعلة. في مثال تكوين الماء السابق، المواد المتفاعلة هي الهيدروجين والأوكسجين، والتي تمتلك كتل مولية مقدارها 2g و 32g ي. وبما أننا استخدمنا مولين من الهيدروجين (موضحة بوجود العدد 2 في المعادلة بجانب رمز مركب H2 الهيدروجين) و مول واحد من الأوكسجين (لا يوجد عدد بجانب مركب O2 الأوكسجين)، يمكننا حساب الكتلة الكلية للمواد المتفاعلة كالتالي:2 × (2g) + 1 × (32g) = 4g + 32g = 36g الآن أوجد الحرارة النوعية للمركب الناتج الذي تقوم بتحليله. كل جزيء وعنصر كيميائي له قيمة حرارية مرتبطة به: هذه القيم هي ثوابت غالبًا ما تواجد في مراجع الكيمياء (مثل الجداول الموجودة في الصفحات الأخيرة من كتب الكيمياء المدرسية أم الجامعية). هنالك العديد من الطرق لقياس الحرارة النوعية، لكن من أجل معادلتنا، سنستخدم فقط القيم المقاسة بواحدة الجول\غرام درجة سيلزيوس أو joule/gram °C.  انتبه أنه في حال تضمنت معادلة التفاعل أكثر من ناتج، يجب أن تحسب الأنتالبية الخاصة بكل ناتج على حدى، ثم تجمع هذه القيم ليصبح لديك الإنتالبية الكلية للتفاعل. في مثالنا، المنتج النهائي للتفاعل هو الماء، والذي له حرارة نوعية تقدر بـ 4.2 joule/gram °C. الآن، سنوجد ∆T، وهو مقدار التغير الطارئ على درجة الحرارة ما بين بداية التفاعل ونهايته. اطرح درجة حرارة التفاعل الابتدائية (أو T1) من درجة حرارة التفاعل النهائية (أو T2) لحساب هذه القيمة. كما في أغلب الحسابات الكيميائية، يجب استخدام واحدة الكلفن (K) لقياس درجات الحرارة (مع العلم أن استخدام السيلزيوس (C) سيعطي النتائج نفسها). في مثالنا، لنقل أن حرارة التفاعل كانت 185K في بداياته، إلا أنها انخفضت إلى الدرجة 95K وذلك عند نهاية التفاعل. في هذه الحالة، نحسب ∆T كالتالي:∆T = T2 – T1 = 95K – 185K = -90K حالما تعلم ما هي m قيمة، كتلة المواد المتفاعلة، s، حرارة الناتج النوعية، و∆T، التغير في درجة حرارة التفاعل، ستصبح جاهزًا لإيجاد أنتالبية التفاعل. ببساطة، قم بتعويض القيم في المعادلة ∆H = m x s x ∆T وأجر عمليات الضرب اللازمة لحساب الناتج. ستكون واحدة الناتج هي الجول Joules (J) . في مثالنا، سنحسب أنتالبية التفاعل كالتالي:∆H  =  (36g) × (4.2 JK-1 g-1) × (-90K )  =  -13,608 J من أهم الأسباب وراء حساب التغير في الأنتالبية ∆H هو معرفة كون التفاعل مطلق للحرارة (ناشر) أو ممتص للحرارة (ماصّ). إذا كانت إشارة الناتج النهائي المعبر عن ∆H موجبة، التفاعل ماص للحرارة. أما إذا كانت إشارته سالبة، فالتفاعل ناشر للحرارة. كلما ازداد الرقم المعبر عن هذا الناتج، كلما ازداد امتصاص أو نشر التفاعل للحرارة. احذر من التفاعلات الناشرة للحرارة بشكل كبير — لأنها تشير في أغلب الأحيان لإطلاق مقدار كبير من الطاقة، وإذا كان سريعًا فمن المحتمل أن يتسبب في انفجار. في مثالنا، الجواب النهائي هو-13608 J. بما أن إشارته سالبة، فالتفاعل بالتأكيد ناشر للحرارة. وهذا منطقي بالفعل — H2 و O2 هما من الغازات، بينما ، ناتج التفاعلH2O، هو سائل.يجب أن تقوم الغازات الحارة (أي التي تكون على شكل بخار) بإطلاق طاقة إلى الوسط المحيط على شكل حرارة لتصل إلى درجة من البرودة تسمح لها بتشكيل الماء السائل، أي أن عملية تشكّل ناشرة H2O للحرارة.
حدد المواد الداخلة في التفاعل والمواد الناتجة عنه. حدد الكتلة الكلية للمواد المتفاعلة. أوجد الحرارة النوعية للناتج. أوجد الفرق في الحرارة بعد التفاعل. استخدم العلاقة ∆H = m x s x ∆T في الحل. حدد فيما إذا كان تفاعلك ماصًا أو ناشرًا للحرارة.