I en sluten behållare reagerar kväve och väte för att bilda ammoniak. Men reaktionen fullbordas inte. Ammoniak sönderfaller tillbaka till kväve och väte. Så småningom blir hastigheterna för de framåtriktade och bakåtriktade reaktionerna lika. Koncentrationerna av alla ämnen slutar förändras. Systemet har uppnått kemisk jämvikt. Det är inte statiskt. Båda reaktionerna fortsätter, men med samma hastighet. Det är en dynamisk balans.

Jämvikt beskrivs av jämviktskonstanten K. För en reaktion aA + bB cC + dD är K lika med produkten av koncentrationerna av produkterna upphöjda till deras koefficienter, dividerat med produkten av koncentrationerna av reaktanterna upphöjda till deras koefficienter. Ett stort K betyder att reaktionen gynnar produkterna. Ett litet K betyder att den gynnar reaktanterna. K beror endast på temperaturen. Det beror inte på initiala koncentrationer eller tryck.

Le Chateliers princip förutsäger hur ett system i jämvikt reagerar på förändringar. Om du tillsätter mer reaktant, skiftar systemet för att producera mer produkt. Om du tar bort produkt, skiftar det för att producera mer. Om du ökar trycket, skiftar det mot sidan med färre gasmolekyler. Om du ökar temperaturen, skiftar det i endotermisk riktning. Dessa principer styr industriella processer, som Haber-Bosch-syntesen av ammoniak, där förhållandena optimeras för att maximera utbytet.

Jämvikt är inte detsamma som fullbordan. Många reaktioner är reversibla, och jämvikt är det naturliga tillståndet. Att förstå det är avgörande för att förutsäga hur reaktioner beter sig.