El calentamiento de un sólido cristalino aumenta la energía promedio de sus átomos, moléculas o iones, y el sólido se calienta más. En algún momento, la energía agregada se vuelve lo suficientemente grande como para superar parcialmente las fuerzas que sostienen las moléculas o iones del sólido en sus posiciones fijas, y el sólido comienza el proceso de transición al estado líquido o de fusión. En este punto, la temperatura del sólido deja de subir, a pesar de la entrada continua de calor, y permanece constante hasta que todo el sólido se funde. Sólo después de que todo el sólido se haya fundido, el calentamiento continuo aumentará la temperatura del líquido.

Si el calentamiento se detiene durante el fundido y la mezcla sólido-líquido se coloca en un recipiente perfectamente aislado para que no pueda entrar ni escapar calor, las fases sólida y líquida permanecerán en equilibrio. Esta es casi la situación con una mezcla de hielo y agua en un termo muy bueno; casi ningún calor entra o sale, y la mezcla de hielo sólido y agua líquida permanece por horas. En una mezcla de sólidos y líquidos en equilibrio, los procesos recíprocos de fusión y congelación se producen a velocidades iguales, y las cantidades de sólidos y líquidos, por lo tanto, permanecen constantes. La temperatura a la que las fases sólida y líquida de una sustancia determinada están en equilibrio se denomina punto de fusión del sólido o punto de congelación del líquido.

El uso de un término o del otro suele estar determinado por la dirección de la transición de fase que se considera, por ejemplo, de sólido a líquido (fusión) o de líquido a sólido (congelación). La entalpía de fusión y el punto de fusión de un sólido cristalino dependen de la magnitud de las fuerzas de atracción entre las unidades presentes en el cristal. Moléculas con fuerzas de atracción débiles forman cristales con puntos de fusión bajos. Los cristales formados por partículas con fuerzas más fuertes se funden a temperaturas más altas.

La cantidad de calor necesaria para cambiar un mol de una sustancia del estado sólido al estado líquido es la entalpía de fusión, ΔH_fus de la sustancia. La entalpía de fusión de hielo es de 6,0 kJ/mol a 0 °C. La fusión (derretimiento) es endotérmica.

El proceso recíproco, la congelación, es un proceso exotérmico cuyo cambio de entalpía es −6,0 kJ/mol a 0 °C:

Este texto es adaptado de Openstax, Química 2e, Sección 10,3: Transiciones de Fase.