Coefficiente di van’t Hoff: cos’è e come si usa nelle colligative
8 Settembre 2026 · Mario Lomele
Il coefficiente di van’t Hoff, indicato con la lettera i, dice quante particelle produce in soluzione una singola unità di soluto. È il fattore che permette di applicare le formule delle proprietà colligative anche agli elettroliti, che dissociandosi moltiplicano il numero di particelle.
Coefficiente di van’t Hoff: perché serve
Le proprietà colligative dipendono dal numero di particelle disciolte, non dalla loro natura. Un composto che non si dissocia contribuisce con una particella per unità; un sale che si dissocia ne contribuisce con due, tre o più.
Sciogliendo una mole di glucosio si ottiene una mole di particelle; sciogliendo una mole di cloruro di sodio se ne ottengono, idealmente, due: uno ione sodio e uno cloruro. A parità di concentrazione molare, il secondo produce effetti colligativi doppi.
I valori tipici
- non elettroliti — glucosio, saccarosio, urea, glicerolo: i = 1;
- NaCl, KCl, HCl: i = 2;
- CaCl₂, MgCl₂, Na₂SO₄: i = 3;
- AlCl₃, Na₃PO₄: i = 4;
- elettroliti deboli, come l’acido acetico: valore compreso fra 1 e 2, dipendente dal grado di dissociazione.
Per un elettrolita che si dissocia in ν ioni con grado di dissociazione alfa, vale la relazione i = 1 + α(ν − 1).
Le quattro proprietà colligative
Il coefficiente entra in tutte e quattro:
- abbassamento crioscopico: ΔTc = i · Kc · m;
- innalzamento ebullioscopico: ΔTe = i · Ke · m;
- pressione osmotica: π = i · M · R · T;
- abbassamento della tensione di vapore, secondo la legge di Raoult, dove il numero di particelle entra nel calcolo della frazione molare.
Nelle prime due, m è la molalità; nella terza, M è la molarità. Confondere le due concentrazioni è l’errore di calcolo più frequente.
Il valore reale e quello ideale
Nella pratica il coefficiente misurato è quasi sempre inferiore a quello teorico. Il motivo è l’attrazione elettrostatica fra ioni di carica opposta, che a concentrazioni non trascurabili li fa comportare in parte come coppie associate, riducendo il numero di particelle indipendenti.
Per il cloruro di sodio in soluzione diluita si misurano valori intorno a 1,9 invece di 2. Il valore teorico si avvicina a quello reale solo a diluizione estrema.
Un esercizio tipico
Quale soluzione congela a temperatura più bassa, a parità di molalità: glucosio, NaCl o CaCl₂?
L’abbassamento crioscopico è proporzionale a i · m. Il glucosio ha i = 1, il cloruro di sodio 2, il cloruro di calcio 3: la risposta è CaCl₂, che a parità di molalità produce il triplo delle particelle del glucosio.
È lo stesso principio per cui si sparge sale sulle strade ghiacciate, e per cui il cloruro di calcio è più efficace del cloruro di sodio.
Applicazioni fisiologiche
Il concetto è alla base dell’osmolarità in medicina. Una soluzione fisiologica di NaCl allo 0,9% ha una concentrazione molare di circa 0,154 mol/L ma una osmolarità di circa 308 mOsm/L, perché ogni unità formula libera due particelle.
Da qui la distinzione fra soluzioni isotoniche, ipotoniche e ipertoniche rispetto al plasma, e le conseguenze sul volume delle cellule: rigonfiamento fino alla lisi nelle ipotoniche, raggrinzimento nelle ipertoniche.
Domande frequenti
Quanto vale i per il glucosio?
Uno: il glucosio non si dissocia in soluzione acquosa.
Perché il valore misurato è minore di quello teorico?
Per le interazioni elettrostatiche fra ioni, che riducono il numero di particelle effettivamente indipendenti.
Il coefficiente si usa anche per la pressione osmotica?
Sì, compare in tutte le proprietà colligative, pressione osmotica compresa.
Quanto vale per un acido debole?
Un valore intermedio fra 1 e 2, che dipende dal grado di dissociazione secondo i = 1 + α(ν − 1).
In sintesi
Il coefficiente di van’t Hoff conta le particelle che un soluto libera in soluzione e moltiplica tutte le proprietà colligative. Vale 1 per i non elettroliti e cresce con il numero di ioni prodotti, restando in pratica leggermente inferiore al valore ideale. Sono utili anche le pagine sulla massa molare e sull’equazione di Nernst, insieme ai quiz di chimica della piattaforma Accademia.
Approfondimento esterno: la voce sulle proprietà colligative della Treccani ne riporta la trattazione formale.