Fino ad ora si è parlato di numeri di atomi, di molecole, di coefficienti stechiometrici come se fosse realmente possibile contare due molecole di acqua o tre molecole di anidride carbonica. Per poter effettivamente contare le particelle è necessario passare dal mondo microscopico a quello macroscopico, a quantità realmente misurabili cioè a numeri grandissimi di particelle. Da questa esigenza nacque una nuova unità di misura utilizzata in modo specifico dai chimici: la mole (simbolo mol). Questa parola deriva da un termine latino che significa "mucchio" e a questo dobbiamo pensare quando riflettiamo sulla mole, ad un piccolo mucchio di sostanza.

Una volta stabiliti i valori delle masse atomiche relative, i chimici si resero subito conto che se si fossero espressi questi valori in grammi (questo discorso è valido per qualsiasi altra unità di misura della massa fosse stata scelta) si sarebbero ottenute delle quantità costituite tutte da uno stesso numero di particelle. Osserviamo la tabella riportata di seguito in cui vengono presi in considerazione gli elementi O (massa atomica relativa 16) ed He (massa atomica relativa 4). I valori sono arrotondati per comodità.

Il numero che esprime il rapporto tra le masse atomiche di questi due elementi è 4. Se aumentiamo il numero di atomi presi in considerazione (nel nostro esempio 50, 100, 1000) per entrambi gli elementi osserviamo che questo rapporto non cambia; allo stesso modo se prendiamo due quantità in grammi che stanno nello stesso rapporto numerico possiamo essere certi che queste due quantità saranno costituite dallo stesso numero di particelle. Questo è un numero grandissimo chiamato numero di Avogadro dal nome del chimico piemontese che contribuì alla sua determinazione, si indica con N, è stato determinato sperimentalmente e il suo valore è pari a 6,022 x 10²³.

La mole quindi rappresenta un modo diverso di misurare le sostanze, non più attraverso la massa ma contando il numero di particelle e questo è reso possibile dal fatto che semplicemente esprimendo in grammi le masse atomiche relative o le masse molecolari relative si ottengono i valori delle masse molari (masse corrispondenti alle diverse moli ed espresse il g/mol). Questi valori sono nell'ordine delle decine o centinaia di grammi, quindi molto facilmente misurabili con una semplice bilancia; al tempo stesso noi conosciamo il numero di particelle costituenti quei grammi e questo fa della mole un traduttore tra il mondo macroscopico (quello dei grammi) e il mondo microscopico (quello delle particelle).
Un concetto simile a quello di mole è quello di dozzina; quando parliamo di una dozzina di uova o una dozzina di limoni parliamo di un insieme di dodici uova o dodici limoni. Queste quantità sono sicuramente diverse come massa ma sono accomunate dal fatto di essere costituite da uno stesso numero di elementi. Anche moli di differenti sostanze hanno massa differente ma sono sempre costituite da un numero di Avogadro di particelle. Possiamo a questo punto definire la mole nel modo seguente:

12 grammi di carbonio 12 rappresentano una mole di carbonio 12.

ESEMPIO 1: 1 mol di alluminio pesa 26,98 g dato che la massa atomica relativa di questo elemento è 26,98 u.m.a. In questa quantità sono contenuti 6,022 x 1023 atomi di alluminio.

ESEMPIO 2: 1 mol di zolfo pesa 32,07 g in quanto la massa atomica relativa di questo elemento è 32,07 u.m.a. In questa quantità sono contenuti 6,022 x 1023 atomi di zolfo.

ESEMPIO 3: 1 mol di bicromato di potassio pesa 294,2 g in quanto la massa molecolare relativa di questo composto è 294,2 u.m.a.(MARK = 39,10 u.m.a., MARCr = 52,00 u.m.a., MARO = 16,00 u.m.a.). In questa quantità sono contenute 6,022 x 1023 molecole di bicromato di potassio.

E' possibile misurare le moli delle sostanze allo stato gassoso non solo tramite la massa ma anche tramite il volume in quanto a temperatura e pressione costanti volumi uguali di gas differenti contengono lo stesso numero di particelle. Ciò deriva dal fatto che il volume occupato dalle particelle stesse è trascurabile rispetto allo spazio vuoto. Questo concetto si può esprimere anche dicendo che il volume di un gas non è determinato dalla sua natura bensì dal numero di particelle che lo costituisce.
E' quindi possibile misurare il volume molare di un qualsiasi gas.