Les premiers chimistes ont défini un poids équivalent comme le poids d’une substance qui réagirait avec une seconde pour former une troisième. En étudiant la matière, ces chimistes se sont rendu compte que les réactions se produisaient toujours dans des proportions déterminées. Beaucoup de leurs réactifs semblaient contribuer au même niveau d’activité, quelle que soit la réaction impliquée.
Des tableaux de poids équivalents, basés sur des réactions d’hydrogène, ont été assemblés à la fin du XVIIIe siècle. L’hydrogène a été utilisé comme standard, étant l’élément le moins massif; cependant, il ne réagit pas facilement avec de nombreux éléments. Les métaux facilement purifiés et accessibles forment facilement des oxydes et ont souvent été utilisés comme base expérimentale pour déterminer les valeurs équivalentes.
Le gain de masse du métal a été attribué à la teneur en oxygène de l’oxyde métallique. Ce poids a été mesuré, divisé par huit, et rapporté en grammes de poids équivalent d’hydrogène pour ce métal. Le poids a été divisé par huit car l’oxygène réagit avec l’hydrogène selon un rapport pondéral de huit à un pour former de l’eau. L’oxygène était considéré comme l’opposé chimique de l’hydrogène. Les chimistes modernes conviendraient que l’oxygène participe aux réactions oxydantes et l’hydrogène aux réactions réductrices.
Cette procédure fonctionnait bien tant que la réaction n’était pas trop complexe. De nombreux métaux ont des oxydes différents, car ils peuvent obtenir des composés stables dans plusieurs configurations de valence ou états d’oxydation. Au fur et à mesure que les chimistes en apprenaient davantage sur la nature des réactions qu’ils menaient, le tableau périodique a remplacé les tableaux précédents.
Aux calculs effectués à l’aide d’une table de poids équivalents ont succédé l’utilisation de masses molaires. Molaire fait référence au nombre d’atomes disponibles pour réagir. L’étendue de la réaction est basée sur ce nombre, et non sur la masse des réactifs. Une mole d’atomes a 6.023 x 10 23 atomes.
L’utilisation de l’étalon hydrogène illustre la différence. L’eau est connue pour contenir deux atomes d’hydrogène pour un atome d’oxygène. Étant donné que l’oxygène a une masse molaire de 16 grammes par mole, tandis que la masse molaire d’hydrogène est de 1 gramme par mole, le rapport massique est de huit à un, oxygène à hydrogène. Le rapport molaire est de deux à un, hydrogène sur oxygène, ce qui reflète la composition réelle.
Certains domaines de la chimie ont continué à utiliser le poids équivalent dans des contextes limités. En chimie acide-base, un poids équivalent est la masse d’une espèce chimique qui réagit avec 1 mole d’ions hydronium (H3O+) ou 1 mole d’ions hydroxyde (OH-). Dans les réactions de réduction-oxydation, un poids équivalent est la masse d’une substance qui accepte ou donne une mole d’électrons.
Dans l’industrie minière, des poids équivalents ont été utilisés pour décrire la concentration de minerai dans un échantillon. L’argent, par exemple, précipitera sous forme de chlorure d’argent à partir d’une solution liquide. Le poids équivalent est la masse de chlorure d’argent qui contient 1 gramme d’argent métal.
Les chimistes des polymères font réagir de longues molécules avec des groupes latéraux actifs pour former des polymères réticulés résistants. L’activité ou l’affinité réactionnelle peut être mesurée en poids équivalents. Des résines de poids égal produiront le même degré de réticulation au sein des mêmes familles de polymères.