在化学反应中，化学平衡是指反应物和产物都以没有随时间进一步变化的趋势存在的浓度存在的状态，因此系统的性质没有可观察到的变化。 当正向反应以与逆向反应相同的速度进行时，就会出现这种状态。 正逆反应的反应速率一般不为零，但相等。 因此，反应物和产物的浓度没有净变化。 这种状态称为动态平衡。

在 Berthollet 发现某些化学反应是可逆的之后，化学平衡的概念于 1803 年提出。 对于任何处于平衡状态的反应混合物，正向和反向（反向）反应的速率必须相等。 在下面的化学方程式中，箭头指向两个方向以表示平衡。 A 和 B 是反应物化学物质，S 和 T 是产物物质，α、β、σ 和 τ 是各自反应物和产物的化学计量系数：

α A + β B ⇌ σ S + τ T

如果在平衡状态下几乎所有反应物都被消耗，则称反应的平衡浓度位置位于最右边。 相反，如果反应物几乎没有形成任何产物，则称平衡位置远在左侧。

Guldberg 和 Waage (1865) 在 Berthollet 的思想基础上提出了质量作用定律：

正向反应率 = k + A α B β 反向反应率 = k − S σ T τ {\\displaystyle {\\begin{aligned}{\\text{正向反应率}}&=k_{+}{\ \ce {A}}{\\alpha }{\\ce {B}}{\\beta }\\\\{\\text{反向反应率}}&=k_{-}{\\ce { S}}{\\sigma }{\\ce {T}}{\\tau }\\end{对齐}}}

其中 A、B、S 和 T 是活性质量，k+ 和 k− 是速率常数。 由于在均衡时远期和后期利率相等：

k + { A } α { B } β = k − { S } σ { T } τ {\\displaystyle k_{+}\\left\\{{\\ce {A}}\\right\\}{ \\alpha }\\left\\{{\\ce {B}}\\right\\}{\\beta }=k_{-}\\left\\{{\\ce {S}}\\ 右\\}{\\sigma }\\left\\{{\\ce {T}}\\right\\}{\\tau }}

速率常数之比也是一个常数，现在称为平衡常数。

K c = k + k − = { S } σ { T } τ { A } α { B } β {\\displaystyle K_{c}={\\frac {k_{+}}{k_{-}}} ={\\frac {\\{{\\ce {S}}\\}{\\sigma }\\{{\\ce {T}}\\}{\\tau }}{\\{{ \\ce {A}}\\}{\\alpha }\\{{\\ce {B}}\\}{\\beta }}}}

按照惯例，乘积构成分子。但是，质量作用定律仅适用于通过单一过渡态进行的协调一致的一步反应，并且通常无效，因为速率方程通常不遵循化学计量 Guldberg 和 Waage 提出的反应（参见，例如，SN1 的亲核脂肪族取代或氢和溴反应形成溴化氢）。 然而，正向和反向反应速率相等是化学平衡的必要条件，尽管它不足以解释为什么会出现平衡。

尽管这种推导有局限性，但反应的平衡常数确实是一个常数，与所涉及的各种物质的活性无关，尽管它确实取决于温度，如 van\'t Hoff 方程所观察到的那样。 添加催化剂将以相同的方式影响正向反应和逆向反应，并且不会对平衡常数产生影响。 催化剂将加速这两个反应，从而增加达到平衡的速度。

尽管宏观平衡浓度在时间上是恒定的，但反应确实发生在分子水平上。 例如，在乙酸溶于水并形成乙酸盐和水合氢离子的情况下，

CH_{3CO2H + H2O ⇌ CH3CO−2 + H3O+}

一个质子可以从一个乙酸分子跳到一个水分子上，然后跳到一个乙酸阴离子上，形成另一个乙酸分子，而乙酸分子的数量不变。 这是一个动态平衡的例子。 与热力学的其余部分一样，平衡是统计现象，是微观行为的平均值。

勒夏特列原理 (Le Châtelier's principle) (1884) 预测平衡系统在其反应条件发生变化时的行为。 如果动态平衡因条件变化而受到干扰，则平衡位置会移动以部分逆转变化。 例如，从外部添加更多 S 会导致产物过多，系统会尝试通过增加逆反应和将平衡点向后推来抵消（尽管平衡常数将保持不变）。

如果将无机酸添加到乙酸混合物中，增加水合氢离子的浓度。