• La reazione di isomerizzazione dell'isocianuro o quella di formazione di $HI$ da $H_2$ e $I_2$ avvengono in un unico stadio. Ad esempio, nel caso della formazione di $HI$, una molecola di $H_2$ e una di $I_2$ si urtano in modo efficace: durante tale urto si ha la rottura dei legami $\xy*{H};p+/r2em/*{H}**\dir{-}\endxy$ e $\xy*{I};p+/r2em/*{I}**\dir{-}\endxy$ e la contemporanea formazione dei due legami $\xy*{H};p+/r2em/*{I}**\dir{-}\endxy$.
• Molto piu' spesso, una reazione avviene attraverso diversi stadi, ciascuno dei quali viene detto stadio elementare.
• Uno stadio elementare consiste nella trasformazione di uno o piu' reagenti in uno o piu' prodotti tramite un unico urto.
• L'insieme degli stadi elementari attraverso cui i reagenti di una reazione si trasformano nei prodotti viene detto meccanismo di reazione.
  Esempio 59   La reazione:
  

  $$NO_2+CO=NO+CO_2$$

  
  

  non avviene in seguito ad un unico urto fra una molecola di $NO_2$ ed una di $CO$. Invece, il meccanismo della reazione e' costituito da due stadi elementari:

  $$\begin{eqnarray*} 2NO_2&=&NO_3+NO\\ NO_3+CO&=&NO_2+CO_2\\ \hline NO_2+CO&=&NO+CO_2 \end{eqnarray*}$$

  
  

• E' chiaro che la somma delle equazioni chimiche relative agli stadi elementari che compongono una data reazione deve dare la reazione globale.
• Nel meccanismo di reazione possono comparire specie chimiche che non compaiono nella reazione globale (ad esempio la specie $NO_3$ nel meccanismo della reazione di ossidazione di $CO$ da parte di $NO_2$): tali specie vengono dette intermedi di reazione. Un intermedio di reazione non compare nella reazione globale perche' viene prodotto in uno stadio elementare, ma consumato in un altro.
• Per questo motivo, la concentrazione di un intermedio durante una reazione e' spesso molto piccola e difficile da determinare