Dit begrip heeft men in de analytische scheikunde ingevoerd om een maat te hebben voor de verhouding van de gewichten, die men van twee stoffen moet nemen om te zorgen, dat ze bij een beoogde reactie precies verbruikt worden en er dus van geen van beide een rest overblijft.
In vele gevallen, b.v. NaOH + HCl ➝ NaCl + H2O zou men hiervoor ook het moleculair gewicht kunnen nemen (dus b.v. 40 g NaOH + 36,5 g HCl), maar dit gaat niet altijd, daar 1 molecuul van een stof niet steeds reageert met 1 molecuul van een andere. Het verschil tussen deze 2 begrippen is het volgende: het moleculair gewicht van een stof hangt uitsluitend af van zijn samenstelling, zijn c.g. bovendien van het verloop van de reacties, die hij met een andere stof kan aangaan. Het molecuulgewicht van een stof is dus altijd hetzelfde, maar omdat een stof dikwijls op verschillende manieren kan reageren, behoeft hij niet altijd hetzelfde e.g. te hebben.
Het e.g. is nu gelijk aan het molecuulgewicht gedeeld door n, waarbij n het deel van een molecuul is, dat 1 atoom H kan binden of vrijmaken. Men spreekt kortheidshalve van 1 gram equivalent (d.i. evenveel grammen als het e.g. aangeeft) als deze hoeveelheid in de optredende reactie 1 gram H bindt of vrijmaakt. Mocht in de reactie geen H zijn betrokken, dan rekent men 1 g H = 8 g O op grond van de relatie H2O, waarbij zich 1 g H verbindt met 8 g O.
Het begrip e.g. ontleent zijn grote waarde vooral aan zijn betekenis voor de maatanalyse (titreren). Men noemt een oplossing, die 1 gram equivalent per liter bevat nl. een normaaloplossing en gelijke volumina van een normaaloplossing van een zuur en een base neutraliseren elkaar.
Een gram equivalent HCI (d.i. 36,5 g) kan volgens definitie evenveel H-atomen afgeven als een gram equivalent H2SO4 (d.i. 49 g). Echter is het moleculair gewicht van HCl 36,5 en dat van H2SO4 98. Bij HCI zijn dus e.g. en mol. gewicht aan elkaar gelijk. Bij H2SO4 is echter het e.g. ½ X het mol. gewicht. Bij H3PO4 met zijn 3 H-atomen is het c.g. ⅓ X zijn mol. gewicht.
Evenzo is het e.g. van NaOH, KOH enz. gelijk aan hun mol. gewicht, maar het e.g. van Ca(OH)2 is ½ X zijn mol. gewicht, omdat 1 molecule Ca(OH)2 zich verbindt met 2 moleculen HCI of met 2 mol. HNO3.
Sommige stoffen hebben meer dan een e.g. Zo is het e.g. van HNO2 gelijk aan zijn mol. gewicht (= 47), indien het met een base reageert, b.v. in HNO2 + NaOH ➝ NaNO2 + H2O, want bij deze reactie is slechts 1 H atoom betrokken.
Het e.g. van HNO2 is ½ X zijn mol. gewicht (dus 23,5), indien hot werkt als reductor, b.v. HNO2 + H2O ➝ HNO3 + 2H, want hierbij worden 2 H-atomen vrijgemaakt.
In de reactie Fe + O ➝ FeO verbindt zich 56 g Fe met 16 g O en is het e.g. van Fe dus 28. In de reactie 2Fe + 3O ➝ Fe2O3 verbindt zich 112 g Fe met 48 g O of omgerekend 18,7g Fe met 8g O. Hier is het e.g. van Fe dus 18,7.
Het mol. gewicht van KMnO4 = 39 + 55 + 64 = 158. Als het in zure oplossing oxyderend werkt, is daarvoor bepalend de vergelijking:
KMnO4 + 5 H ➝ KOH + MnO + 2 H2O. Hier is het e.g. van KMnO, dus 158 : 5 = 31,6. In neutrale of basische oplossing krijgen we de reactie: KMnO4 + ½ H2O ➝ KOH + MnO + 1½ O. Hier maakt 1 mol. KMnO4 dus 1½ gram-atoom O vrij. Hier is het e.g. van KMnO, dus ⅓ X zijn mol. gewicht (d.i. 52,7). Bij het berekenen van het c.g. van een stof dient dus gelet te worden op de reactie, die zal plaatsvinden.