Amedeo Avogadro, ein italienischer Physiker in Turin, stellte 1811 die Hypothese auf, dass gleiche Volumina verschiedener Gase bei gleicher Temperatur und gleichem Druck gleich viele Moleküle enthalten — eine Hypothese, die richtig und folgenreich war und die fünfzig Jahre lang weitgehend übergangen wurde, bis Stanislao Cannizzaro sich auf dem Karlsruher Kongress 1860, der ersten internationalen Chemiekonferenz, für sie einsetzte. Die Zahl, die Avogadros Namen trägt — N_A ≈ 6,022 × 10²³ —, maß 1908 erstmals Jean Perrin mit Hilfe der Brownschen Bewegung experimentell und bekam dafür 1926 den Nobelpreis. Das Mol ist die Brücke des Chemikers von der atomaren Skala (auf der Reaktionen Molekül für Molekül ablaufen) zur Laborskala (auf der man Reaktionen wiegt und aus dem Kolben gießt) — ohne es ist die Formelgleichung 2H₂ + O₂ → 2H₂O bloße Typografie; mit ihm sagt sie voraus, dass 4 Gramm Wasserstoff und 32 Gramm Sauerstoff zusammen 36 Gramm Wasser ergeben, und die Vorhersage hält.
Ein Mol einer beliebigen Substanz enthält die Avogadro-Konstante an Formeleinheiten (Atome, Moleküle, Ionen, Elektronen — was immer man zählt), und N_A = 6,02214076 × 10²³ (der Wert wurde durch die SI-Reform 2019 exakt definiert; vorher war er experimentell ans Kilogramm gekoppelt). Die molare Masse ist die Masse eines Mols in Gramm und stimmt zahlenwertig mit dem Molekulargewicht in atomaren Masseneinheiten überein — Kohlenstoff-12 hat per Definition die Atommasse genau 12, also wiegt ein Mol Kohlenstoff-12-Atome exakt 12 Gramm, Wasser (H₂O) mit molarer Masse 18,02 g/mol entsprechend 18 Gramm ≈ 18 mL pro Mol. Stöchiometrie: chemische Gleichungen gehen auf, weil Materie erhalten bleibt, und 2H₂ + O₂ → 2H₂O heißt, dass zwei Mol Wasserstoffmoleküle plus ein Mol Sauerstoffmoleküle zwei Mol Wasser ergeben — in Gramm: 4 g + 32 g → 36 g, das tägliche Brot des Chemikers. Das übliche quantitative Inventar schließt sich an: Molarität (M, Mol pro Liter Lösung) und Molalität (m, Mol pro Kilogramm Lösungsmittel) für die Konzentration, M₁V₁ = M₂V₂ für die Verdünnung, die Limitierender-Reaktant-Rechnung (ein Edukt geht zuerst aus, die anderen liegen im Überschuss vor) für die theoretische Ausbeute, die prozentuale Ausbeute (tatsächlich ÷ theoretisch × 100), weil reale Reaktionen wegen Nebenreaktionen, Gleichgewichtsgrenzen, Trennverlusten und Verunreinigungen nie 100 % erreichen, sowie empirische versus molekulare Formeln (CH₂O für Zucker, C₆H₁₂O₆ für Glukose), bestimmt durch Verbrennungsanalyse und Massenspektrometrie. Der intellektuelle Wert des Mols liegt darin, dass es die Chemie quantitativ macht — bevor Cannizzaro die Zunft zwang, Avogadros Hypothese anzunehmen, machten grundlegende Streitigkeiten über Molekülformeln (war Wasser HO oder H₂O?) eine konsistente Stöchiometrie unmöglich; sobald ein Mol = N_A Teilchen Konsens war, fügte sich die gesamte Struktur der modernen Chemie — Atomgewichte, Formeln, Reaktionsausbeuten, Gasgesetze — zusammen.
Die industrielle Chemie läuft im großen Maßstab auf Stöchiometrie: eine Haber-Bosch-Anlage muss N₂ und H₂ im richtigen molaren Verhältnis fahren, um die Ammoniakausbeute zu maximieren; eine Polymerisationsanlage steuert die Monomerverhältnisse, um die Zielmasse im Mittel zu treffen; eine Batteriefabrik balanciert die Eingaben an Lithium, Cobalt und Nickel gegen die geplante Kathodenzusammensetzung; die Pharmaproduktion verfolgt Mole durch jeden Schritt einer Synthese. Die Treibhausgasbilanzierung meldet Emissionen in Mol CO₂-Äquivalent (zur öffentlichen Kommunikation in Masse umgerechnet, intern aber molar geführt), und die chemische Verfahrenstechnik — die Auslegung großtechnischer Prozesse — ist im Kern angewandte Stöchiometrie plus Thermodynamik plus Kinetik plus Transportphänomene. Die Hypothese, die Avogadro 1811 vorschlug und die das Fach ein halbes Jahrhundert ignorierte, ist zwei Jahrhunderte später das grundlegende quantitative Werkzeug eines ganzen industriellen Sektors.