Ķīmiskais līdzsvars ietver to, ka ķīmiskās reakcijas laikā no izejvielām var veidoties produkti un no produktiem – izejvielas. Ķīmiskā līdzsvara pētīšana ļauj paredzēt un paskaidrot reakciju norises ātrumu, virzienu, produktu rašanās daudzumus un iemeslus, ja iespējams rasties vairākiem produktiem. Turklāt ķīmiskā līdzsvara noteikšana sniedz ieskatu par vielu dabu un īpašībām.

Ķīmiskais līdzsvars ir bieži novērojams dabā. Bez tā nebūtu iedomājama cilvēku dzīve, tomēr agrāk neviens par to nezināja. Pirmo reizi ar ķīmiskā līdzsvara ideju 1803. gadā iepazīstināja franču ķīmiķis Klods Luijs Bertolē (Claude-Louis Berthollet), kurš novēroja, ka ķīmiskās reakcijas mēdz būt arī apgriezeniskas. Dodoties līdz Napoleonam I (Napoléon I^er) ekspedīcijā uz Ēģipti, K. L. Bertolē apmeklēja Natrona ezeru, kur tā krastā novēroja nātrija karbonāta nogulsnes. Viņš secināja, ka tas ir apgriezeniskās reakcijas produkts no tipiskas kalcija karbonāta izgulsnēšanās reakcijas. Tādējādi K. L. Bertolē lika pamatus ķīmiskā līdzsvara idejai.

$$\ce{Na_{2}CO_{3} + CaCl_{2} \leftrightharpoons 2 NaCl + CaCO_{3}\downarrow}$$

Lai reakcijas maisījums atrastos ķīmiskajā līdzsvarā, tiešās un apgriezeniskās ķīmiskās reakcijas ātruma konstantēm ir jābūt vienādām. Abstraktā piemērā savienojumi A un B ir izejvielas, C un D ir produkti, bet α, β, γ un δ ir stehiometriskie koeficienti šīm izejvielām un produktiem.

$$\ce{\alpha A + \beta B \leftrightharpoons \gamma C + \delta D}$$

Ķīmiskā līdzsvara koncentrācijas pozīcija ir nobīdīta “tālu uz labo pusi”, ja praktiski visas izejvielas tiek pārvērstas produktos, bet nobīdīta “tālu uz kreiso pusi”, ja no izejvielām gandrīz nemaz neveidojas produkti. Sākotnējo K. L. Bertolē ķīmiskā līdzsvara ideju precizēja norvēģu ķīmiķi Kātu Maksimilians Guldbergs (Cato Maximilian Guldberg) un Pēters Voge (Peter Waage). Viņi attīstīja K. L. Bertolē ķīmiskā līdzsvara ideju, vienādojumā izmantojot “aktīvās masas” jeb vielu efektīvo koncentrāciju. Tā kā līdzsvarā tiešās un apgriezeniskās reakcijas ātruma konstantes ir vienādas, tad to attiecība arī ir konstante, līdz ar to tika izveidots līdzsvara konstantes vienādojums.

$$\ce K_{līdzsvara}=\frac{k_{tieš}}{k_{apgriez}}=\frac{[C]^{\gamma} [D]^{\delta}}{[A]^{\alpha} +[B]^{\beta}}$$

Sasniedzot līdzsvaru ķīmiskajā reakcijā, reaģentu un produktu koncentrācijas ir konstantas atkarībā no laika. Tomēr, apskatot reakciju molekulārā līmenī, joprojām ir novērojama gan tiešā, gan apgriezeniskā reakcija. Labs piemērs tam ir skudrskābes šķīšana ūdenī, kas rada hidroksonija katjonus (H₃O⁺) un formiāta anjonus.

$$\ce{HCOOH + H_{2}O\rightleftharpoons HCOO^{-} + H_{3}O^{+}}$$

Pat ja reakcija ir sasniegusi līdzsvaru, protons (H⁺) var disociēt no skudrskābes molekulas un saistīties ar ūdens molekulu, veidojot hidroksonija jonu, kas tūlītēji disociē protonu un saistās ar formiāta anjonu, tādējādi atjaunojot skudrskābes molekulu. Tā kā šīs pārvērtības neizmaina skudrskābes, formiāta anjonu, ūdens un hidroksonija katjonu daudzumu reakcijas maisījumā pēc līdzsvara sasniegšanas, to sauc par dinamisko ķīmisko līdzsvaru.

Ķīmiskā līdzsvara izpratni padziļināti attīstīja amerikāņu fizikālķīmiķis Džozaija Vilārds Gibss (Josiah Willard Gibbs), kurš 1873. gadā rakstīja, ka līdzsvars ir sasniegts tajā brīdī, kad sistēmas brīvā Gibsa enerģija sasniedz minimumu. Tas sevī ietver to, ka Gibsa enerģija atvasinājums ir vienāds ar 0, proti, nav novērojamas enerģijas izmaiņas. Līdzsvara konstanti ir iespējams arī attiecināt pret standarta Gibsa brīvās enerģijas izmaiņām reakcijā.

$$\ce{\Delta_{r}G^{\circ }=-RTlnK_{līdzsvara}}$$

kur R – universālā gāzu konstante, bet T – temperatūra.

Izmantojot ķīmisko līdzsvaru, ir iespējams iegūt daudz informācijas par vielām un to šķīdumiem. Labs piemērs ir ūdens. Ūdens spēj nedaudz disociēt jonos un veidot šādu līdzsvaru:

$$\ce2 H_{2}O\rightleftharpoons H_{3}O^{+} + OH^{-}$$

Tā kā ūdens ir šķīdinātājs un tā aktivitāte ir vienāda ar 1, tad ūdens disociācijas līdzsvara konstante ir hidroksīdanjonu un hidroksonija katjonu koncentrāciju reizinājums, kas ir eksperimentāli noteikta kā 1 ∙10^-14.

$$\ce K_{ūdens}=\frac{[H_{3}O^{+}][OH^{-}]}{[H_{2}O]^{2}}=[H_{3}O^{+}][OH^{-}]=10^{-14}$$

Ja apskata tīru ūdeni, tad hidroksīdanjonu un hidroksonija katjonu koncentrācijas ir vienādas, kas ļauj secināt, ka hidroksonija katjonu koncentrācija ir 1∙10^-7. Tālāk šī vērtība ir izmantojama, lai noteiktu ūdens pH, kas ir negatīvais decimāllogaritms no hidroksonija jonu koncentrācijas (7). Līdzīgi ir nosakāmas arī skābju un bāzu disociācijas konstantes, kas reprezentē vielu skābumu un bāziskumu. Ir piemērs ar vispārīgu skābes disociācijas konstantes aprēķina piemēru, kur skābe HA ar ūdeni veido hidroksonija katjonus un konjugēto bāzi A^-:

$$\ce HA + H_{2}O\leftrightharpoons A^{-}+H_{3}O^{+}$$

$$\ce pK_{a}=-log_{10}K_{a}=-log_{10}\frac{[A^{-}][H_{3}O^{+}]}{[HA]}$$

Ķīmiskais līdzsvars ir neatņemama visu dzīvo radību dzīves sastāvdaļa. Visnozīmīgākais tā pielietojums ir skābekļa transports asinīs. Skābekļa transportu vispārīgi var attēlot kā līdzsvara reakciju, kur HbCO₂ ir hemoglobīns, kam saistīta ogļskābā gāze, bet HbO₂ ir hemoglobīns, kas saistīts ar skābekli:

$$\ce{HbCO_{2} + O_{2}\rightleftharpoons HbO_{2} + CO_{2}}$$

Ieelpojot gaisu, palielinās skābekļa koncentrācija, tādējādi, lai atkal sasniegtu līdzsvaru, hemoglobīns saista skābekli, veidojot kompleksu HbO_2, un izdala ogļskābo gāzi, kas ar izelpu tiek izvadīta no organisma. Tālāk šīs ar skābekli bagātās asinis plūst pa asinsvadiem un pēc tam nonāk līdz šūnām. Šūnās, kas patērē skābekli, ir palielināta ogļskābās gāzes koncentrācija, līdz ar to līdzsvars nobīdās uz ogļskābās gāzes saistīšanu pie hemoglobīna un skābekļa atbrīvošanu, palielinot skābekļa koncentrāciju šūnā.

Arī Hābera process izmanto ķīmisko līdzsvaru amonjaka veidošanā. Procesā katalizatora klātbūtnē notiek reakcija starp slāpekli un ūdeņradi, lai veidotu amonjaku. Šī reakcija ir apgriezeniska, līdz ar to tā sasniedz līdzsvaru kādā brīdī un apstājas, tomēr, lai ļautu pārvērst praktiski visas izejvielas par produktiem, ir iespējams izmantot ķīmisko līdzsvaru. Tad, ja tiek aizvadīti produkti no reakcijas vides, ķīmiskais līdzsvars tiek izjaukts un tam atkal ir jāatjaunojas. Hābera procesā radušos amonjaku aizvada prom no reakcijas vides, izjaucot līdzsvaru un ļaujot slāpeklim ar ūdeņradi reaģēt un veidot amonjaku no jauna. Tas ļauj sasniegt līdz pat 97 % lielu efektivitāti. 

Ķīmiskajam līdzsvaram ir arī daudzi pielietojumi, ko izmanto ķīmijas laboratorijās un industrijā. Viens no tiem ir šķidruma-šķidruma ekstrakcija, kurā izmanto divus šķīdinātājus, kas nesajaucas viens ar otru, lai sadalītu tajos šķīstošus savienojumus. Tajā tiek izmantots šķīdības līdzsvars, proti, vienā no šķīdinātājiem produkts šķīst labāk nekā otrā, tādējādi tas tiek pārnests uz attiecīgo šķīdinātāju. Šī ir viena no tipiskajām metodēm, kas tiek izmantota organisko un neorganisko vielu atdalīšanai no piemaisījumiem. Piemēram, urāna rūdas attīrīšanā tiek veikta ekstrakcija, izmantojot ūdeni un heksānu. Sākotnēji urāna rūda tiek apstrādāta ar slāpekļskābi, lai veidotu ūdenī šķīstošo uranilnitrātu (UO₂(NO₃)₂). Tālāk šķīdumam tiek pievienots tributilfosfāts un heksāns. Uranilnitrāts ar tributilfosfātu veido aduktu, kura šķīdība ūdenī ir zema, tomēr tā šķīdība heksānā ir augsta, līdz ar to urānu saturošais adukts no ūdens slāņa tiek pārnests uz heksāna slāni. Nodalot heksāna slāni un atkārtojot ekstrakciju vairākas reizes, ir iespējams attīrīt urāna rūdu no piemaisījumiem.

$$\ce2 HNO_{3} + (UO_{2}^{+2})_{ūdenī}+2PO(OC_{4}H_{9})_{3}\rightleftharpoons2H^{_+}+(UO_{2}(NO_{3})_{2}(PO(OC_{4}H_{9}))_{2})_{heksānā}$$

Lai gan ķīmiskā līdzsvara definīcija ir zināma jau vairāk nekā 200 gadus, par to joprojām tiek veikti pētījumi. Visplašāk šobrīd tiek pētītas tieši skābju un bāzu disociācijas konstantes dažādos neūdens šķīdinātājos, kā acetonitrilā, dimetilsulfoksīdā, N,N-dimetilformamīdā, acetonā un citos. Viens no pazīstamākajiem zinātniekiem, kurš ar to nodarbojas, ir Tartu Universitātes (Tartu Ülikool) analītiskās ķīmijas profesors Ivo Leito (Ivo Leito) ar savu komandu. Pēdējos gados I. Leito un viņa grupa ir publicējuši vairākus rakstus, kā arī datubāzes, kas apskata un pārbauda iepriekš publicētu pētījumu rezultātus par skābju un bāzu disociācijas konstantēm dažādos neūdens šķīdinātājos. Viņi arī ir veikuši savus mērījumus.