Uma mole representa a quantidade de substância de um sistema que contém tantas entidades elementares como o número de átomos existentes em 0,012 kg de carbono-12 (12C)^*. A natureza das entidades elementares (átomos, moléculas, iões, eletrões, neutrões, etc) tem sempre de ser especificada.

Esse número de átomos por mole é designado por constante de Avogadro, cujos símbolos são N_A ou L, e é igual a 6,022 141 79 \(\times\) 10²³ mol^-1. Assim, em 12 g de 12C existem 6,022 141 79 \(\times\) 10²³ átomos de ¹²C ou 1 mol de átomos de ¹²C.

A partir do conhecimento da quantidade de substância (número de moles de determinadas entidades elementares.) existentes numa dada porção de matéria, é possível calcular o número de entidades presentes, N. O número de entidades elementares, N, obtem-se multiplicando a quantidade de substância, n (número de moles) pelo número de entidades elementares existentes por mole (Constante de Avogadro) N_A:

\(N=nN_\text{A}\)     ou      \(n=\frac{N}{N_\text{A}}\)                              (1)

O conceito de quantidade de substância (quantidade de matéria), bem como da sua unidade, a mole, foi evoluindo ao longo das décadas desde o século XVIII. O primeiro registo escrito do termo “mole” para designar quantidade de substância data de 1893, tendo como autor o químico alemão Wilhem Ostwald. Foram várias as descobertas e avanços científicos no domínio atómico nas décadas seguintes, até que, entre 1959 e 1960, as organizações IUPAP (União Internacional de Física Pura e Aplicada) e a IUPAQ (União Internacional de Química Pura e Aplicada) chegaram a acordo e adotaram a atual definição de mole. Curiosamente, só após o ano de 1969 é que se passou a utilizar a designação “quantidade de substância” para o número de entidades elementares existentes numa porção de matéria. Até essa data, a quantidade era referida simplesmente como “número de moles”.¹ Finalmente, foi em 1972 que a unidade mole foi aprovada como unidade SI de quantidade de substância.²

A quantidade de substância existente numa porção de matéria com a massa m obtem-se dividindo m pela massa de cada mole da substância (massa molar), M:

\(n=\frac{m}{M}\)                               (2)

A massa molar é numericamente igual à massa atómica relativa (de um elemento) ou massa molecular relativa (de um composto) e tem como unidades g \(\cdot\) mol^-1. Se se considerar a água como exemplo, a sua massa molar é calculada a partir das massas molares dos átomos constituintes

\(M \left(\text{H}_2 \text{O} \right) = 2 \times M \left(\text{H} \right) + M \left( \text{O} \right) = 2 \times 1,008 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1} + 15,9994 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1} = 18,015 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}\)

o que significa que em 18,015 g de água existe 1 mole de moléculas de H₂O, 2 moles de átomos de hidrogénio e 1 mole de átomos de oxigénio. O mesmo é dizer que existem 6,022 \(\times\) 10²³ moléculas de H₂O naquela massa, 2\(\times\)6,022 \(\times\) 10²³ átomos de hidrogénio e 6,022 \(\times\) 10²³ átomos de oxigénio.

Como curiosidade, se se empilhasse 6,022 \(\times\) 10²³ folhas de papel com 0,1 mm de espessura cada uma, obter-se-ia uma coluna com 6,022 \(\times\) 10¹⁹ m de altura, um valor cerca de 400 milhões de vezes superior à distância média entre o Sol e o planeta Terra.

^* Os átomos de ¹²C devem estar no seu estado fundamental e não terem qualquer tipo de ligação química entre si