Unele acțiuni chimice au loc ireversibil într-o singură direcție. Un exemplu în acest sens este arderea hidrogenului (H) gazos în oxigen (O) pentru a produce apă, așa cum se arată în formula 2 H2 + O2 => 2 H2O. Reacția opusă, 2 H2O => 2 H2 + O2 nu are loc în aceste condiții, indiferent de cât timp trece. Există reacții reversibile, așa cum a descoperit chimistul Claude-Louis Berthollet în 1803. Reacțiile reversibile se desfășoară într-o direcție până când reacțiile inverse devin cele favorizate, rezultând echilibru și făcând posibil calculul constantelor de echilibru.
Astfel de constante de echilibru au fost derivate din relații matematice revelate în timp prin eforturile multor oameni de știință. Aceste relații utilizează rapoartele concentrațiilor de specii dizolvate în sistemul de reacție. Un exemplu simplu este ionizarea acidului acetic. O alta este descompunerea reversibilă a tetroxidului de dinazot gazos. În acestea, ca în toate exemplele, constantele de echilibru depind de condițiile sistemului, cum ar fi temperatura.
Acidul acetic se disociază într-un ion de hidrogen pozitiv plus un ion acetat negativ. Ceea ce face ca reacția să fie una reversibilă este că acești ioni se pot recombina și se vor recombina în molecule acide. Alte molecule de acid acetic se disociază apoi pentru a le înlocui pe cele care s-au recombinat. Rezultatul este echilibrul, care duce la o expresie matematică. Concentrațiile de ioni și acid se referă la constanta de echilibru prin expresia K = [H+][Ac-]/[HAc]. În mod logic, constanta de echilibru pentru reacția inversă este inversa acestui K, deoarece concentrația de acid devine numărător, iar concentrația de ioni devine numitor.
Pentru tetroxidul de dinazot, care conține azot (N) și oxigen, reacția chimică se scrie N2O4 ⇆ 2 NO2. Orice modificare a proporției acestor două specii într-un sistem închis depinde de modificarea presiunii sistemului; pentru fiecare moleculă de tetroxid care se descompune, se formează două molecule de dioxid de azot, crescând presiunea. Acest lucru necesită energie și, dincolo de un punct, defavorizează despărțirea. Ecuația arată K = [NO2][NO2]/[N2O4]. În ceea ce privește acidul acetic, constanta de echilibru pentru reacția inversă, ca și pentru toate constantele de echilibru pentru toate reacțiile inverse, este inversul acestui K.
Reacțiile ireversibile respectă aceleași relații matematice ca acele reacții care sunt reversibile. În astfel de cazuri, totuși, numitorul devine fie 0, fie infinit, dacă se examinează reacția directă sau reacția inversă. Aceasta sugerează o constantă de echilibru având o valoare opusă, de infinit sau de 0. O astfel de informație este inutilă. Interesantă este și posibilitatea de a conduce o reacție până la finalizare, făcând-o ireversibilă prin îndepărtarea unuia dintre produși din sistem, cum ar fi printr-o membrană semipermeabilă care reține reactanții.