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A finales del siglo XVIII y principios del XIX, varios químicos descubrieron que los gases reaccionaban siempre en proporciones simples y definidas; por ejemplo, un volumen determinado del gas A reaccionaba con un volumen asimismo determinado del gas B, manteniéndose siempre la misma proporción. No importaban las unidades utilizadas en la medida de dichos volúmenes, siempre y cuando fuesen las mismas para ambos y la medición de volúmenes se hiciese en las mismas condiciones de presión y temperatura, un observación que fue enunciada por Gay-Lussac (1788-1850) en forma de ley: a temperatura y presión constantes, los volúmenes de los gases reaccionantes pueden expresarse como una relación sencilla de números enteros
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En aquella época no existía todavía una teoría corpuscular completa de la materia, es decir, se desconocía la existencia de moléculas y átomos, que son los componentes elementales de los gases que reaccionan entre sí, pero empezaban a desarrollarse las primeras nociones sobre esta cuestión. En 1811, el químico italiano Amadeo Avogadro postuló que a la misma presión y temperatura, volúmenes iguales de todos los gases contienen el mismo número de moléculas. Dicho postulado proporcionaba una explicación a las observaciones experimentales. Un volumen de A reaccionaba con un volumen de B porque ambos poseían la misma cantidad de moléculas, o estaban en una proporción que podía expresarse mediante un número sencillo. Así, por ejemplo, dos moléculas de hidrógeno siempre reaccionan con una molécula de oxígeno para dar dos moléculas de agua. La hipótesis de Avogadro ha sido comprobada en numerosas ocasiones, y tiene hoy rango de ley.
Los átomos y moléculas son demasiado pequeños para observarse o pesarse por separado. Por esta razón, es necesario disponer de alguna unidad que represente un número determinado de ellos. Para ello se utiliza el mol (o átomo-gramo, si se trata de átomos), que representa el peso en gramos de 6, 023 1023 moléculas o átomos de una sustancia, valor numérico calculado experimentalmente al que se le da el nombre de Número de Avogadro. Por ejemplo, un átomo-gramo de helio, que existe en forma de átomos aislados, serían 6, 023 1023 átomos de helio. Por el contrario, el hidrógeno se presenta en la naturaleza como moléculas diatómicas, por lo cual un mol de hidrógeno tendrá 6, 023 1023 moléculas de hidrógeno.
La pregunta inmediata que surge es por qué razón se ha elegido un valor tan extraño para el Número de Avogadro, en lugar de haber tomado una cantidad más redonda. La explicación es sencilla; para simplificar los cálculos se hizo que el mol de una sustancia, medido en gramos, coincidiera en valor numérico con el peso de la unidad elemental de dicha sustancia (átomo o molécula) expresado en unidades de masa atómica, siendo el Número de Avogadro el factor de proporcionalidad necesario para que esto ocurriera sí. Por ello, una molécula de hidrógeno pesa dos unidades de masa atómica, mientras que un mol de hidrógeno pesa dos gramos. Una molécula de agua pesa 18 unidades de masa atómica, y un mol de agua son 18 gramos. De esta manera resulta sumamente fácil pasar de uno a otro sistema, ya que basta con cambiar las unidades pero no es necesario hacerlo con el valor numérico, pero a consecuencia de ello el Número de Avogadro carece de valor redondo.
