可逆反應是反應物轉化為產物和產物轉化為反應物同時發生的反應。

A 和 B 可以反應形成 C 和 D，或者在逆反應中，C 和 D 可以反應形成 A 和 B。這與熱力學中的可逆過程不同。

弱酸和弱堿發生可逆反應。 例如，碳酸：

H2CO3 (l) + H2O(l) ? HCO3?(aq) + H3O+(aq)。

平衡混合物中反應物和產物的濃度由試劑（A 和 B 或 C 和 D）的分析濃度和平衡常數 K 決定。平衡常數的大小取決于吉布斯自由能變化 反應。 因此，當自由能變化很大（超過約 30 kJ mol-1）時，平衡常數很大（log K > 3）并且平衡時反應物的濃度非常小。 這種反應有時被認為是不可逆反應，盡管少量反應物預計仍會存在于反應體系中。 當其中一種產物離開反應系統時，通常會實現真正不可逆的化學反應，例如，反應中的二氧化碳（揮發性）也是如此

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2↑

可逆反應的概念由 Berthollet 于 1803 年引入，當時他觀察到鹽湖（埃及的一個泡堿湖，位于石灰巖中）邊緣的碳酸鈉晶體的形成：

2NaCl + CaCO3 → Na2CO3 + CaCl2

他認出這是熟悉的反應的反面

Na2CO3 + CaCl2→ 2NaCl + CaCO3

在那之前，人們認為化學反應總是朝一個方向進行。 Berthollet 推斷，湖中過量的鹽有助于推動逆反應形成碳酸鈉。

1864 年，Waage 和 Guldberg 制定了質量作用定律，量化了 Berthollet 的觀察結果。 1884 年至 1888 年間，勒夏特列和布勞恩制定了勒夏特列原理，將同一思想擴展到更一般的陳述，說明除濃度以外的因素對平衡位置的影響。

對于可逆反應 A?B，正向步驟 A→B 的速率常數為 k 1 {\displaystyle k_{1}} 而反向步驟 B→A 的速率常數為 k ? 1 {\displaystyle k_{- 1}} 。 A的濃度服從以下微分方程：

(1)

如果我們考慮任何時候產物B的濃度等于零時刻反應物濃度減去t時刻反應物濃度 {\displaystyle t}

變量分離是可能的，使用初始值 [ A ] ( t = 0 ) = [ A ] 0 {\displaystyle [A](t=0)=[A]_{0}}

經過一些代數運算后，我們得出了最終的動力學表達式

因此，可以將公式線性化以確定 k 1 + k ? 1 {\displaystyle k_{1}+k_{-1}} ：

要找到單獨的常量 k 1 {\displaystyle k_{1}} 和 k ? 1 {\displaystyle k_{-1}}