Hoe entiteiten ontstaan bij de overgang van willekeur naar stabiliteit zien we bij faseovergangen. Molecules in de gasfase die opgesloten zitten in een bepaald volume kunnen onder bepaalde voorwaarden van druk en temperatuur (men noemt dat dan “kritische” voorwaarden) gecoördineerd gedrag vertonen (en dus karakteristieken vertonen van het gedrag van de entiteit “een vloeistofdruppel”) en even later niet meer, waarbij ze weer alle karakteristieken van “een gas” gaan vertonen. Doordat de verdeling van druk en temperatuur niet op alle plaatsen van dat volume te kiezen is kan zich dat dan op alle plaatsen voordoen. Op andere punten van druk en temperatuur is het gedrag wel als homogeen te beschouwen en is enkel gas waar te nemen of vloeistof (of vaste stof). Een voorbeeld. Coördinatie wordt lokaal beschreven en lokaal is dan ofwel een vloeistof (coördinatie) ofwel een gas (iets anders dan coördinatie) waarneembaar. De kleinste toestandsovergangen worden beschreven als de overgang tussen een even en een oneven niveau of omgekeerd, enkel op het even niveau zijn entiteiten mogelijk, het oneven niveau beschrijft hun gedrag (bijvoorbeeld hoe ze interageren). De vaststelling dat dit “kritisch” is, is natuurlijk een uitdrukking van het feit dat het soms niet vanzelfsprekend is om “een kleinste overgang” te kiezen (met zekerheid te realiseren). In een fase diagram geven de lijnen (en het ene punt) de overgang van de ene naar de andere fase in functie van druk en temperatuur. Op die overgang is er een labiel evenwicht, en dat is niet anders dan wat men aanduidt met de hype term “ver van evenwicht”. De overgangen, de lijnen in een fasediagram, de punten ver van evenwicht worden bereikt (en verlaten) door de intensiteit van twee parameters te variëren: temperatuur en druk en daarmee kunnen de entiteiten gas, vloeistof of vaste stof ontstaan. Dat zijn de parameters die we ook nodig hebben om energie te kwantificeren en om de krachten en snelheden te kwantificeren die de aantrekking of afstoting kunnen verklaren.