Niezależnie od tego, czy jest to ciało stałe, ciecz czy gaz, stan substancji zależy od kolejności i układu jej cząstek (atomów, cząsteczek lub jonów). Cząstki w ciele stałym pakują się blisko siebie, zwykle we wzór. Cząstki wibrują wokół swoich ustalonych pozycji, ale nie poruszają się ani nie przeciskają obok swoich sąsiadów. W cieczach, mimo że cząstki są blisko siebie, są ułożone losowo. Położenie cząstek nie jest stałe – to znaczy, że mogą one swobodnie przemieszczać się obok swoich sąsiadów, aby zajmować różne miejsca. Ponieważ cząstki są blisko siebie w stanie stałym i ciekłym, określa się je jako stany skondensowane lub fazy skondensowane. W tych stanach substancje wykazują stosunkowo silne siły międzycząsteczkowe. W gazach siły międzycząsteczkowe przyciągania są słabe. Cząstki gazu nie są ograniczane przez swoich sąsiadów; Cząstki mogą się swobodnie poruszać i w normalnych warunkach są oddzielone od siebie dużymi odległościami.
Energia wewnętrzna substancji – całkowita energia kinetyczna wszystkich jej cząsteczek – zależy od siły sił międzycząsteczkowych w fazach skondensowanych i ciśnienia wywieranego na substancję. Energia wewnętrzna substancji jest najwyższa w stanie gazowym, najniższa w stanie stałym i pośrednia w cieczy.
Przemiany fazowe są spowodowane zmianami warunków fizycznych, takich jak temperatura i/lub ciśnienie, które wpływają na siłę sił międzycząsteczkowych. Na przykład dodanie ciepła do substancji powoduje wzrost energii cieplnej jej cząstki (lub energii ruchu), pokonując przyciągające siły międzycząsteczkowe między nimi. Ciało stałe topi się, gdy jego temperatura wzrasta do punktu, w którym cząstki wibrują wystarczająco szybko, aby wydostać się ze swoich ustalonych pozycji. Ta przemiana fazowa nazywana jest topnieniem, a punkt, w którym zachodzi, jest temperaturą topnienia ciała stałego. Wraz z dalszym wzrostem temperatury cząstki poruszają się szybciej, aż w końcu uciekają w stan gazowy. Jest to parowanie, a punkt, w którym zachodzi, to temperatura wrzenia cieczy.
Punkt przejścia fazowego i zmiana energii związana z przejściem zależą od sił międzycząsteczkowych istniejących w substancji. Przy danym ciśnieniu substancje o silniejszych siłach międzycząsteczkowych potrzebują więcej energii do ich pokonania, a zatem ulegają przemianom fazowym w wyższych temperaturach. Energia potrzebna do wywołania całkowitej przemiany fazowej jednego mola substancji bez zmiany temperatury nazywana jest ciepłem molowym lub entalpią molową tego przejścia. Na przykład energia potrzebna do odparowania jednego mola cieczy nazywana jest molową entalpią parowania.
Przejścia, które zachodzą w wyniku pochłaniania energii, są egzotermiczne, a ich wartości entalpii są ujemne. Z drugiej strony przejścia, które zachodzą poprzez uwalnianie energii, są endotermiczne, a ich wartości entalpii są dodatnie. Na przykład, podczas gdy entalpia molowa parowania jest dodatnia, entalpia molowa kondensacji jest ujemna.
Ponieważ substancja przechodzi z jednej fazy do drugiej, cząsteczka po cząsteczce, podczas przemiany fazowej obie fazy współistnieją, a temperatura substancji pozostaje stała, pomimo ciągłego dostarczania ciepła. Po zakończeniu przejścia masy temperatura substancji wzrasta.
Gdy przejścia fazowe zachodzą w układzie zamkniętym, przeciwstawne przejścia zachodzą z równą szybkością, co prowadzi do stanu równowagi dynamicznej.
