Повне змінювання системи є сумою цих незалежних змінювань. Принцип незалежності не є абсолютно загальним, оскільки відомий вплив реакцій.
Ще один постулат хімічної кінетики – принцип лімітуючої стадії:
Найчастіше хімічні реакції не проходять до кінця, тобто еквімолярна суміш вихідних речовин не повністю перетворюється у кінцеві продукти реакції. У таких випадках реакція наближується до якогось рівноважного стану , який може бути заздалегідь обчислений на основі термодинамічних даних. Прикладами таких реакцій є утворення аміаку, йодоводню, багатьох окисно-віднових реакцій. Оборотність реакцій особливо помітна у тих випадках, коли константа рівноваги близька до 1. Якщо необхідно довести реакцію до кінця, то слід видаляти продукти реакції з рівноважної суміші.
У випадку, коли реакції, що проходять у прямому та зворотному напрямках, мають перший порядок:
А В.
,
.
Якщо одна і та сама речовина може реагувати за двома або більше напрямками, даючи різні продукти, то мають місце паралельні або конкуруючі розчини.
У цьому випадку
= k1C + k2C = (k1 + k2)C,
Ці рівняння аналогічні до рівнянь необоротної реакції першого порядку.
Послідовними реакціями називаються реакції з про міжними стадіями. У таких реакціях проміжний продукт, що утворюється на одній стадії, потім витрачається у наступній стадії. Схема найпростішої послідовної реакції першого порядку має вигляд
А B D .
Швидкість змінювання концентрацій усіх речовин підпорядковуються таким рівнянням:
,
,
.
У результаті інтегрування цих рівнянь можна отримати часові залежності для концентрацій окремих компонентів:
,
,
.
Більшість хімічних реакції складні, тобто вони проходять не так, як пишуться їх стехіометричні рівняння, а за механізмами, що складаються з декількох елементарних реакцій. Велику роль у деяких із цих механізмів відіграють активні частинки , що утворюються за сторонньою дії на систему - атоми або радикали. Таким чином, у результаті реакції спостерігається послідовність перетворення радикалів: