En un recipiente cerrado, el nitrógeno y el hidrógeno reaccionan para formar amoníaco. Sin embargo, la reacción no se completa. El amoníaco se descompone nuevamente en nitrógeno e hidrógeno. Finalmente, las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan. Las concentraciones de todas las especies dejan de variar. El sistema ha alcanzado el equilibrio químico. No es un equilibrio estático. Ambas reacciones continúan, pero a la misma velocidad. Se trata de un equilibrio dinámico.

El equilibrio se describe mediante la constante de equilibrio, K. Para una reacción aA + bB → cC + dD, K es igual al producto de las concentraciones de los productos elevadas a sus coeficientes, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos elevadas a sus coeficientes. Un valor alto de K indica que la reacción favorece a los productos. Un valor bajo de K indica que favorece a los reactivos. K depende únicamente de la temperatura; no depende de las concentraciones iniciales ni de la presión.

El principio de Le Chatelier predice cómo responde un sistema en equilibrio a los cambios. Si se añade más reactivo, el sistema se desplaza para producir más producto. Si se elimina producto, se desplaza para producir más. Si se aumenta la presión, se desplaza hacia el lado con menor cantidad de moléculas de gas. Si se aumenta la temperatura, se desplaza en la dirección endotérmica. Estos principios guían procesos industriales, como la síntesis de amoníaco mediante el método Haber-Bosch, donde las condiciones se optimizan para maximizar el rendimiento.

El equilibrio no es lo mismo que la finalización de la reacción. Muchas reacciones son reversibles, y el equilibrio es el estado natural. Comprenderlo es fundamental para predecir cómo se comportan las reacciones.