• Si definisce molecolarita' di uno stadio elementare il numero di molecole che vi partecipano come reagenti.
  Ad esempio, la reazione di isomerizzazione dell'isocianuro di metile avviene in un unico stadio elementare di molecolarita' pari a $1$; la reazione di formazione di $HI$ consiste in un unico stadio elementare di molecolarita' pari a $2$. La maggior parte degli stadi elementari trimolecolari conosciuti comporta la combinazione di due specie assistita da una terza il cui ruolo e' rimuovere l'eccesso di energia prodotta dalla formazione di un legame chimico. Ad esempio:
  $$\begin{eqnarray*} O+O_2+N_2&=&O_3+N_2^\ast\\ O+NO+N_2&=&NO_2+N_2^\ast \end{eqnarray*}$$
  
  
  $N_2^\ast$ rappresenta una molecola di azoto promossa ad uno stato eccitato dall'assorbimento dell'energia liberata in seguito alla formazione di $O_3$ o $NO_2$.
• Per evidenti motivi di probabilita', non sono noti processi elementari di molecolarita' superiore a $3$.
• Si e' detto in precedenza che l'ordine di reazione rispetto ad un reagente non ha alcuna relazione con il suo coefficiente stechiometrico nella reazione globale. Questo e' vero in generale per una legge cinetica qualsiasi: infatti, come vedremo piu' in dettaglio, la legge cinetica e' il risultato della combinazione delle velocita' di tutti gli stadi elementari che costituiscono il meccanismo della reazione globale.
• Tuttavia, per un singolo stadio elementare, la situazione risulta semplificata. Consideriamo uno stadio elementare bimolecolare:
  
  $$A+B=C+D$$
  
  
  Siccome questo processo avviene tramite un singolo urto fra i reagenti, la probabilita' che essi si incontrino (e quindi la velocita' dello stadio elementare) deve essere proporzionale alle loro concentrazioni. Ne segue:
  
  $$v=-\frac{d[A]}{dt}=-\frac{d[B]}{dt}=k\ConcOf{A}\ConcOf{B}$$