Frühe Chemiker definierten ein Äquivalentgewicht als das Gewicht einer Substanz, die mit einer zweiten reagieren würde, um eine dritte zu bilden. Als diese Chemiker die Materie untersuchten, erkannten sie, dass Reaktionen immer in bestimmten Proportionen abliefen. Viele ihrer Reaktanten schienen unabhängig von der beteiligten Reaktion das gleiche Aktivitätsniveau beizutragen.
Äquivalentgewichtstabellen, basierend auf Wasserstoffreaktionen, wurden Ende des 18. Jahrhunderts zusammengestellt. Als Standard wurde Wasserstoff verwendet, da er das am wenigsten massive Element ist; es reagiert jedoch nicht ohne weiteres mit vielen Elementen. Leicht zu reinigende und zugängliche Metalle bilden leicht Oxide und wurden oft als experimentelle Grundlage für die Bestimmung der Äquivalenzwerte verwendet.
Der Massengewinn des Metalls wurde auf den Sauerstoffgehalt des Metalloxids zurückgeführt. Dieses Gewicht wurde gemessen, durch acht geteilt und als Gramm des äquivalenten Gewichts von Wasserstoff für dieses Metall angegeben. Das Gewicht wurde durch acht geteilt, da Sauerstoff mit Wasserstoff in einem Gewichtsverhältnis von acht zu eins reagiert, um Wasser zu bilden. Sauerstoff wurde als das chemische Gegenteil von Wasserstoff angesehen. Moderne Chemiker würden darin übereinstimmen, dass Sauerstoff an Oxidationsreaktionen und Wasserstoff an Reduktionsreaktionen teilnimmt.
Dieses Verfahren funktionierte gut, solange die Reaktion nicht zu komplex war. Viele Metalle haben unterschiedliche Oxide, da sie stabile Verbindungen in mehr als einer Valenzkonfiguration oder Oxidationsstufe erreichen können. Als Chemiker mehr über die Natur der von ihnen durchgeführten Reaktionen erfuhren, ersetzte das Periodensystem die früheren Tabellen.
Die Berechnungen mit einer Äquivalenzgewichtstabelle wurden durch die Verwendung von Molmassen abgelöst. Molar bezieht sich auf die Anzahl der Atome, die zur Reaktion zur Verfügung stehen. Das Ausmaß der Reaktion richtet sich nach dieser Zahl, nicht nach der Masse der Reaktionspartner. Ein Mol Atome hat 6.023 x 10 23 Atome.
Die Verwendung des Wasserstoffstandards verdeutlicht den Unterschied. Wasser enthält bekanntlich zwei Wasserstoffatome pro Sauerstoffatom. Da Sauerstoff eine Molmasse von 16 Gramm pro Mol hat, während die Molmasse von Wasserstoff 1 Gramm pro Mol beträgt, beträgt das Massenverhältnis von Sauerstoff zu Wasserstoff acht zu eins. Das Molverhältnis beträgt zwei zu eins, Wasserstoff zu Sauerstoff, was die tatsächliche Zusammensetzung widerspiegelt.
Bestimmte Gebiete der Chemie haben in begrenzten Zusammenhängen weiterhin das Äquivalentgewicht verwendet. In der Säure-Base-Chemie ist ein Äquivalentgewicht die Masse einer chemischen Spezies, die mit 1 Mol Hydronium (H3O+)-Ionen oder 1 Mol Hydroxid-Ionen (OH-) reagiert. Bei Reduktions-Oxidations-Reaktionen ist ein Äquivalentgewicht die Masse einer Substanz, die ein Mol Elektronen aufnimmt oder abgibt.
Im Bergbau wurden Äquivalentgewichte verwendet, um die Konzentration von Erz in einer Probe zu beschreiben. Silber beispielsweise fällt als Silberchlorid aus einer flüssigen Lösung aus. Das Äquivalentgewicht ist die Masse von Silberchlorid, die 1 Gramm Silbermetall enthält.
Polymerchemiker setzen lange Moleküle mit aktiven Seitengruppen zu zäh vernetzten Polymeren um. Die Aktivität oder Reaktionsaffinität kann in Äquivalentgewichten gemessen werden. Gleichgewichtete Harze erzeugen den gleichen Vernetzungsgrad innerhalb der gleichen Polymerfamilien.