Dans un récipient fermé, l'azote et l'hydrogène réagissent pour former de l'ammoniac. Cependant, la réaction n'est pas totale. L'ammoniac se décompose à nouveau en azote et en hydrogène. Finalement, les vitesses des réactions directe et inverse s'égalisent. Les concentrations de toutes les espèces cessent de varier. Le système a atteint un équilibre chimique. Il ne s'agit pas d'un équilibre statique. Les deux réactions se poursuivent, mais à la même vitesse. C'est un équilibre dynamique.

L'équilibre est décrit par la constante d'équilibre K. Pour la réaction aA + bB ⇌ cC + dD, K est égal au produit des concentrations des produits, élevées à la puissance de leurs coefficients, divisé par le produit des concentrations des réactifs, également élevées à la puissance de leurs coefficients. Une valeur de K élevée indique que la réaction est favorisée par les produits. Une valeur de K faible indique qu'elle est favorisée par les réactifs. K dépend uniquement de la température. Elle est indépendante des concentrations initiales et de la pression.

Le principe de Le Chatelier prédit comment un système à l'équilibre réagit aux variations. L'ajout de réactif entraîne un déplacement de l'équilibre vers la formation d'un plus grand nombre de produits. Le retrait d'un produit induit un déplacement de l'équilibre vers la formation d'un plus grand nombre de produits. Une augmentation de la pression déplace l'équilibre vers le côté où la concentration en molécules de gaz est la plus faible. Une augmentation de la température induit un déplacement de l'équilibre dans le sens endothermique. Ces principes guident les procédés industriels, comme la synthèse Haber-Bosch de l'ammoniac, où les conditions sont optimisées pour maximiser le rendement.

L'équilibre ne signifie pas que la réaction est complète. De nombreuses réactions sont réversibles, et l'équilibre est l'état naturel. Comprendre ce concept est essentiel pour prédire le comportement des réactions.