في وعاء مغلق، يتفاعل النيتروجين والهيدروجين لتكوين الأمونيا. لكن التفاعل لا يكتمل، إذ تتحلل الأمونيا عائدةً إلى نيتروجين وهيدروجين. في النهاية، تتساوى سرعة التفاعل الأمامي مع سرعة التفاعل العكسي، وتتوقف تراكيز جميع المواد عن التغير. يصل النظام إلى حالة التوازن الكيميائي، وهو ليس نظامًا ساكنًا، إذ يستمر كلا التفاعلين بنفس السرعة، فهو توازن ديناميكي.

يُوصَف التوازن بثابت التوازن، K. في التفاعل aA + bB → cC + dD، يساوي K حاصل ضرب تراكيز النواتج مرفوعةً إلى معاملاتها، مقسومًا على حاصل ضرب تراكيز المتفاعلات مرفوعةً إلى معاملاتها. قيمة K الكبيرة تعني أن التفاعل يميل نحو النواتج، بينما قيمة K الصغيرة تعني أنه يميل نحو المتفاعلات. يعتمد K فقط على درجة الحرارة، ولا يعتمد على التراكيز الابتدائية أو الضغط.

يتنبأ مبدأ لو شاتيليه بكيفية استجابة النظام المتوازن للتغيرات. فإذا أضفت المزيد من المتفاعلات، يتحول النظام لإنتاج المزيد من الناتج. وإذا أزلت الناتج، يتحول لإنتاج المزيد. وإذا زدت الضغط، يتحول النظام نحو الجانب الذي يحتوي على عدد أقل من جزيئات الغاز. وإذا زدت درجة الحرارة، يتحول النظام في اتجاه التفاعل الماص للحرارة. وتُستخدم هذه المبادئ لتوجيه العمليات الصناعية، مثل عملية هابر-بوش لإنتاج الأمونيا، حيث تُحسَّن الظروف لزيادة الإنتاجية إلى أقصى حد.

لا يعني التوازن اكتمال التفاعل. فالعديد من التفاعلات قابلة للانعكاس، والتوازن هو الحالة الطبيعية. وفهمه ضروري للتنبؤ بسلوك التفاعلات.