■ Les entités chimiques qui composent un système sont microscopiques, il peut s'agir d'atomes, d'ions ou de molécules. Les compter une par une est une tâche techniquement presque irréalisable et qui prendrait une durée énorme. Au lieu de compter les entités une par une, le chimiste les compte par lots, par paquets bien définis.
Un tel paquet de chimiste est appelé une mole et chaque paquet contient toujours le même nombre d'entités chimiques. Ce nombre vaut 6,022 × 10²³ entités.

La masse des atomes de chaque élément chimique (hydrogène, carbone, oxygène, etc.) est très bien connue après mesures au laboratoire. Il est donc facile de connaître la masse d'une mole d'atomes d'hydrogène, ou de carbone, par exemple. La quantité de matière d'une entité ou d'une espèce chimique présente dans un échantillon désigne le nombre de moles que cet échantillon compte pour cette entité ou cette espèce chimique.

■ Lorsqu'un soluté est placé dans l'eau et qu'il s'y dissout, le mélange obtenu est une solution aqueuse. La teneur en soluté dans la solution est quantifiée par la concentration en masse de soluté : c'est la masse de soluté par unité de volume de la solution.

■ La lumière peut être decomposée, à l'aide d'un prisme ou d'un spectromètre, en ses différentes radiations constitutives. La lumière blanche est caractérisée par un spectre continu, c'est-à-dire que sa décomposition produit un bandeau lumineux coloré de bout en bout et dont les couleurs s'étendent du violet au rouge. À chaque nuance de couleur est associée une longueur d'onde notée λ. La longueur d'onde du violet vaut 400 nm (1 nm = 1 nanomètre = 1 milliardième de mètre = 1×10^-9 m).

La constante d'Avogadro désigne le nombre d'entités chimiques par mole : 𝒩_A = 6,022 × 10²³ mol^-1. Ainsi, chaque mole contient toujours le même nombre d'entités.
La masse molaire atomique d'un élément chimique, notée M, désigne la masse par unité de quantité de matière des atomes de cet élément. Ainsi, la masse molaire atomique de l'hydrogène est M(H) = 1,0 g·mol^-1, ce qui signifie que chaque mole d'atomes d'hydrogène pèse 1,0 g.
Si la quantité de matière d'un échantillon double, le nombre d'entités présentes double également et donc sa masse aussi. La quantité de matière n (c'est-à-dire le nombre de moles) et la masse m de l'échantillon sont deux grandeurs proportionnelles et :

Si on souhaite produire une molécule d'eau, de formule H₂O, il faut assembler deux atomes d'hydrogène et un atome d'oxygène.
Si on souhaite produire une mole d'eau, il faudra alors se munir de deux moles d'hydrogène et d'une mole d'oxygène. La masse de l'ensemble s'obtient donc en prenant en compte deux moles d'hydrogène et une mole d'oxygène :

Ce raisonnement est généralisable pour n'importe quelle espèce chimique polyatomique (c'est-à-dire formée à partir de plusieurs atomes).

Dans le cas d'un système composé de gaz, il est plus fréquent d'en caractériser la taille en déterminant son volume plutôt que sa masse. En première approximation et pour les gaz dont les entités n'interagissent pas entre elles, la loi d'Avogadro-Ampère indique que : chaque mole de gaz, quel qu'il soit, occupe le même volume pour une pression et une température données.

On appelle volume molaire et on note V_m le volume par unité de quantité de matière d'un gaz à pression et température données.
À 300 K et 1 atm, le volume molaire des gaz est d'envion 24 L·mol^-1 : chaque mole de gaz possède un volume égal à 24 L.
Si la quantité de matière n de gaz double, le volume V du système doublera aussi. Les deux grandeurs sont proportionnelles et :

Il est possible de caractériser la teneur d'une solution en une espèce chimique dissoute au moyen de la concentration en masse, qui donne la masse en soluté par unité de volume de la solution. De la même manière, il est possible de la caractériser non pas en termes de masse de soluté, mais de quantité de matière. La concentration en quantité de matière, notée C, désigne la quantité de matière n d'un soluté dissout par unité de volume V_solutionde la solution :

Il est facile de calculer la concentration en masse C_m d'un soluté quand sa concentration en quantité de matière C est déjà connue. Comme m = n × M,

Lorsque la lumière blanche traverse une solution colorée, une partie des radiations lumineuses est absorbée. Seules les autres radiations parviennent aux yeux, et non plus toutes celles présentes dans la lumière blanche : la solution est colorée.

L'absorbance A d'une solution indique à quel point les radiations lumineuses concernées ont été absorbées par l'échantillon traversé par la lumière. C'est une grandeur sans unité, généralement comprise entre 0 et 2. Plus les radiations lumineuses sont absorbées par la solution, moins il se trouve de lumière qui en ressort, donc plus la couleur de la solution est foncée, et plus l'absorbance est grande.

Si un faisceau de lumière monochromatique (c'est-à-dire composé d'une seule couleur) traverse l'échantillon, il est facile de mesurer la proportion de lumière de cette couleur que la solution absorbe, et donc de mesurer l'absorbance de la solution à cette longueur d'onde. En faisant la mesure pour toutes les longueurs d'onde du domaine visible de la lumière, on obtient alors le spectre de l'espèce chimique en solution.

Plus l'espèce chimique est présente en solution, plus elle interagit avec la lumière et plus elle l'absorbe. La loi de Beer-Lambert donne la relation entre l'absorbance A d'une solution et la concentration en quantité de matière C en soluté dissout dans la solution colorée à une longueur d'onde donnée :

où λ est la longueur d'onde de la radiation lumineuse 
ε(λ) est le coefficient d'extinction molaire de l'espèce chimique à la longueur d'onde considérée, il quantifie à quel point cette espèce chimique est capable de plus ou moins absorber cette radiation 
𝓁 est l'épaisseur de l'échantillon traversé par les radiations lumineuses 
C est la concentration en quantité de matière de l'espèce chimique dans la solution.

L'absorbance d'une solution est une grandeur utile car elle est facilement accessible, à l'aide d'un colorimètre au laboratoire et elle renseigne sur la concentration de l'espèce chimique en solution. Face à une solution dont la concentration en une espèce chimique est inconnue, il est alors possible de préparer au laboratoire des solutions de référence, avec la même espèce chimique et avec des concentrations bien déterminées, d'en mesurer pour chacune l'absorbance, ce qui servira de référence (on parle encore d'étalon ou d'étalonnage). L'absorbance de la solution inconnue est ensuite mesurée à son tour puis comparée aux autres valeurs d'absorbance obtenues. Il est ensuite facile d'évaluer la concentration en espèce chimique dans la solution inconnue, par comparaison avec les solutions préparées au laboratoire.