Num recipiente fechado, o azoto e o hidrogénio reagem para formar amónia. Mas a reação não se completa. A amónia decompõe-se novamente em nitrogénio e hidrogénio. Eventualmente, as velocidades das reações direta e inversa igualam-se. As concentrações de todas as espécies param de se alterar. O sistema atingiu o equilíbrio químico. Ele não é estático. Ambas as reações continuam, mas à mesma velocidade. É um equilíbrio dinâmico.

O equilíbrio é descrito pela constante de equilíbrio, K. Para uma reação aA + bB ⇌ cC + dD, K é igual ao produto das concentrações dos produtos elevadas aos seus coeficientes, dividido pelo produto das concentrações dos reagentes elevadas aos seus coeficientes. Um valor elevado de K significa que a reação favorece os produtos. Um valor baixo de K significa que favorece os reagentes. K depende apenas da temperatura. Não depende das concentrações iniciais nem da pressão.

O princípio de Le Chatelier prevê como um sistema em equilíbrio responde às mudanças. Se adicionar mais reagente, o sistema desloca-se para produzir mais produto. Se retirar produto, este desloca-se para produzir mais. Se aumentar a pressão, o sistema desloca-se para o lado com menos moléculas de gás. Se aumentar a temperatura, o sistema desloca-se na direção endotérmica. Estes princípios orientam os processos industriais, como a síntese de amoníaco pelo método de Haber-Bosch, onde as condições são otimizadas para maximizar o rendimento.

Equilíbrio não é o mesmo que completude. Muitas reações são reversíveis, e o equilíbrio é o estado natural. Compreendê-lo é essencial para prever o comportamento das reações.