I en lukket beholder reagerer nitrogen og hydrogen og danner ammoniakk. Men reaksjonen fullføres ikke. Ammoniakk spaltes tilbake til nitrogen og hydrogen. Etter hvert blir hastighetene for de fremoverrettede og bakoverrettede reaksjonene like. Konsentrasjonene av alle stoffene slutter å endre seg. Systemet har nådd kjemisk likevekt. Det er ikke statisk. Begge reaksjonene fortsetter, men med samme hastighet. Det er en dynamisk balanse.

Likevekt beskrives av likevektskonstanten, K. For en reaksjon aA + bB cC + dD er K lik produktet av konsentrasjonene av produktene opphøyd i deres koeffisienter, delt på produktet av konsentrasjonene av reaktantene opphøyd i deres koeffisienter. En stor K betyr at reaksjonen favoriserer produktene. En liten K betyr at den favoriserer reaktantene. K avhenger bare av temperatur. Den avhenger ikke av startkonsentrasjoner eller trykk.

Le Chateliers prinsipp forutsier hvordan et system i likevekt reagerer på endringer. Hvis du tilsetter mer reaktant, forskyves systemet for å produsere mer produkt. Hvis du fjerner produkt, forskyves det for å produsere mer. Hvis du øker trykket, forskyves det mot siden med færre gassmolekyler. Hvis du øker temperaturen, forskyves det i endoterm retning. Disse prinsippene styrer industrielle prosesser, som Haber-Bosch-syntesen av ammoniakk, der forholdene optimaliseres for å maksimere utbyttet.

Likevekt er ikke det samme som fullføring. Mange reaksjoner er reversible, og likevekt er den naturlige tilstanden. Å forstå den er viktig for å forutsi hvordan reaksjoner oppfører seg.