Umuman, barcha kimyoviy reaksiyalarni ikki turga: qaytar va qaytmas reaksiyalarga bo'lish mumkin. Reaksiyaga kirishuvchi moddalar to'liq reaksiya mahsulotlariga aylanadigan jarayonlar qaytmas reaksiyalar deyiladi. Masalan:

C + O₂ → CO₂
Zn + 2HCl → ZnCl + H₂
2KCIO₃→ 2KCl + 3O₂

Qaytmas reaksiyalar faqat bir yo'nalishda boradi va bular amalda to'liq, oxirigacha boradigan reaksiyalardir. Agar dastlabki moddalar stexiometrik nisbatda olingan bo'lsa, reaksiya mahsulotlari dastlabki moddalar bilan ifloslanmagan, ya'ni deyarli toza moddalar hosil bo'ladi.
Aksariyat kimyoviy jarayonlar qaytar reaksiyalardir. Reaksiyaga kirishuvchi moddalarning bir qismi reaksiya mahsulotlariga aylanib, ayni vaqtda reaksiya mahsulotlari qaytadan dastlabki moddalarga aylanib turadigan kimyoviy jarayonlar qaytar reaksiyalar deyiladi.

Masalan:

2SO₂+O₂ ⇄ SO₃
H₂+J₂ ⇄ 2HJ
3H₂+N2 ⇄ 2NH₃
NH₃+H₂O ⇄ NH₄ОН

Bu misollardan ko'rinib turibdiki, qaytar reaksiyalar ikkita o'zaro qarama-qarshi yo'nalishda boruvchi reaksiyalardan iborat bo'lib, ular qatoriga ko'pchilik birikish, dissotsilanish, gidrolizlanish, kompleks hosil bo'lish reaksiyalarini kiritish mumkin. Bu reaksiyalar davomida reaksiya olib boriluvchi sistema (avtoklav,
stakan, kolba)da dastlabki moddalar ham, reaksiya mahsulotlari ham doimo birgalikda uchraydi. Shu sababli, aksariyat texnologik jarayonlarda qaytar reaksiyalarning kechishi ishlab chiqarishni ancha qiyinlashtiradi. Bu qiyinchiliklar, asosan, reaksiya tezligini ma'lum vaqtdan so'ng o'zgarmay qolishida, reaksiya mahsulotlarini ifloslanishida, ishlab chiqarish unumining pasayishida namoyon bo'ladi.

Qaytar reaksiyalarning o'ziga xos xususiyati ularda kimyoviy muvozanat holatining yuzaga kelib qolishidir. Yuqorida keltirilgan qaytar reaksiyalardan xohlagan birortasini tahlil etsak, ularning har birida quyidagi holatni ko'rish mumkin (ammiak hosil bo'lish jarayonini ko'rib chiqamiz): 1 mol N₂ gazi bilan 3 mol H₂ gazi aralashtirilib, tegishli sharoit yaratilsa, bu moddalar o'zaro ta'sirlashadi:

N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃

Ma'lum vaqt davomida reaksiya boradi, bir ozdan so'ng go'yo reaksiya to'xtab qolgandek tuyuladi. Shu paytda reaksion aralashmani analiz qilib ko'rilsa, unda dastlabki moddalar N₂, H₂ va mahsulot (NH₃)
-ammiak moddasi borligini ko'rish mumkin. Agar sharoit oʻzgartirilsa, moddalarning konsentratsiyalari ham o'zgarishi, lekin ularning miqdoriy nisbatlari har bir holatda deyarli bir xil qolishi aniqlangan.
Buning sababi quyidagicha izohlanadi: moddalar aralashtirilganda reaksiya boshlanib, ammiak hosil bo'la boshlaydi (to'g'ri reaksiya):

N₂ + 3H₂ → 2NH₂ (I) va bu to'g'ri reaksiyaning tezligi
V_tog' = K•[N₂]•[H₂]³ bo'ladi.

Vaqt o'tishi bilan hosil bo'lgan mahsulot - NH₃ ning bir qismi parchalanib, qaytadan dastlabki moddani hosil qila boshlaydi (teskari reaksiya):

2NH₃ → H₂ + 3H₂ (II) va bu teskari reaksiyaning tezligi
V_tes = K₂ [NH₃]² bo'ladi.

Vaqt o'tishi bilan I reaksiya tezligi kamayib boradi. Chunki, massalar ta'siri qonuniga ko'ra N₂ va H₂ konsentratsiyalari kamayib borishi bilan V_tog' ning qiymati kamaya boshlaydi. II reaksiya tezligi esa, aksincha, orta boshlaydi. Chunki vaqt o'tishi bilan ammiakning konsentratsiyasi ortib boradi va V_tes qiymatining ortishiga olib keladi. Sistemada shunday holat yuzaga keladiki, bu paytda I va II reaksiyalarning tezliklari o'zaro teng bo'lib qoladi:

V_tog' = V_tes

Bunda vaqt birligi ichida azot va vodoroddan qancha ammiak hosil bo'lsa, shu vaqt ichida ana shuncha miqdordagi ammiak qayta parchalanib, azot va vodorod hosil qiladi, ya’ni to'g'ri va teskari reaksiyalaring tezliklari teng bo'lib qoladi. Bunga sistemaning kimyo muvozanat holati deyiladi. Kimyoviy muvozanat paytida kimyoviy reaksiyalar to'xtab qolmaydi, reaksiya davom etaveradi. Lekin qarama-qarshi reaksiyalarning tezliklarigina teng bo'lib turaveradi. Shu sababli buni dinamik (harakatchan) muvozanat deyiladi. Kimyoviy muvozanatning miqdoriy tavsifnomasi sifatida muvozanat doimiysi - K_muv qabul qilingan.

Muvozanat doimiysi

Yuqorida ko'rib chiqilgan reaksiyalar uchun: to'g'ri reaksiya tezligi: V_to'g'= K₁[N₂] [H₂]³; teskari reaksiya to'g' tezligi: V_tes = K₂[NH₃]² bo'lsa, kimyoviy muvozanat sharti V_to'g = V_tes ga koʻra: K₁[N₂]•[H₂]³=K₂[NH₃]₂ bo'ladi. Bu tenglikdagi doimiylarni bir tomonga, moddalar konsentratsiyalarini ikkinchi tomonga o'tkazib yozsak: K_muv=K₁/K₂=[NH₃]²/ [N₂]•[H₂]³ tenglamaga kelamiz. Agar doimiylar nisbati ham bir (doimiy) o'zgarmas songa teng bo'lishini e'tiborga olsak, reaksiyalar tezlik doimiylarining nisbatlari K₁ /K₁ = K_muv ekanligi kelib chiqadi.

Buning ma'nosi kimyoviy muvozanatda turgan sistemada reaksiyada hosil bo'lgan moddalar konsentratsiyalari ko'paytmasining muvozanatda turgan dastlabki moddalar konsentratsiyalari ko'paytmasiga nisbati ayni temperaturada doimiy sondir.

Gazsimon moddalar ishtirok etadigan sistemalar uchun K_muv ifodasida konsentratsiya o'rnida gazsimon moddaning parsial bosimlari yoziladi. Masalan, umumiy reaksiya: aA + bB = cC + dD uchun

Har qanday reaksiya muvozanat doimiysining qiymati reaksiyada ishtirok etuvchi moddalar tabiatiga va temperaturaga bog'liq bo'lib, moddalar konsentratsiyasiga bog'liq emas.
Umuman, muvozanat doimiysi va reaksiyaning asosiy termodinamik tavsifnomalari (∆G, ∆H, ∆S) o'rtasida uzviy bog'lanish mavjud. Ma'lumki, ∆G = -RTInK_muv. Agar ∆G = ∆H – T∆S ekanligini eslasak, u holda ∆H - T∆S-RTInK kelib chiqadi. Tenglamani ∆Η muv va T∆S ga nisbatan echib K_muv qiymatini topsak:

K_muv=e^-∆H/RT e^∆S/R kelib chiqadi.

Bu formulada ∆H, ∆S va T lar eksponensialning darajasida turibdi.
Bundan ko'rinadiki, Kuning qiymati temperatura oʻzgarishiga juda sezgir bo'lib, moddalarning tabiati (entalpiya va entropiya) ga bog'liqdir. Bu xulosalar har qanday qaytar reaksiya (birikish, parchalanish, dissotsilanish, cho'kmaning erishi, kompleks hosil bo'lishi, gidrolizlanish) uchun o'rinlidir.