In einem geschlossenen Behälter reagieren Stickstoff und Wasserstoff zu Ammoniak. Die Reaktion verläuft jedoch nicht vollständig. Ammoniak zerfällt wieder in Stickstoff und Wasserstoff. Schließlich gleichen sich die Geschwindigkeiten der Hin- und Rückreaktion an. Die Konzentrationen aller Stoffe bleiben konstant. Das System hat ein chemisches Gleichgewicht erreicht. Es ist jedoch kein statischer Zustand. Beide Reaktionen laufen weiter, aber mit der gleichen Geschwindigkeit. Es handelt sich um ein dynamisches Gleichgewicht.

Das Gleichgewicht wird durch die Gleichgewichtskonstante K beschrieben. Für eine Reaktion aA + bB ⇌ cC + dD entspricht K dem Produkt der Produktkonzentrationen, potenziert mit ihren Koeffizienten, dividiert durch das Produkt der Eduktkonzentrationen, potenziert mit ihren Koeffizienten. Ein großer Wert für K bedeutet, dass die Reaktion auf der Seite der Produkte liegt. Ein kleiner Wert für K bedeutet, dass die Reaktion auf der Seite der Edukte liegt. K hängt nur von der Temperatur ab. Sie ist unabhängig von den Anfangskonzentrationen und dem Druck.

Das Prinzip von Le Chatelier sagt voraus, wie ein System im Gleichgewicht auf Veränderungen reagiert. Fügt man mehr Reaktanten hinzu, verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung Produktbildung. Entzieht man Produkt, verschiebt es sich ebenfalls in Richtung Produktbildung. Erhöht man den Druck, verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Seite mit weniger Gasmolekülen. Erhöht man die Temperatur, verschiebt es sich in Richtung der endothermen Reaktion. Diese Prinzipien leiten industrielle Prozesse wie die Haber-Bosch-Synthese von Ammoniak, bei der die Bedingungen zur Maximierung der Ausbeute optimiert werden.

Gleichgewicht ist nicht dasselbe wie vollständiger Ablauf. Viele Reaktionen sind reversibel, und das Gleichgewicht ist der natürliche Zustand. Ihn zu verstehen ist unerlässlich, um das Verhalten von Reaktionen vorherzusagen.