El aumento del punto de ebullición es ΔTb = i × Kb × m, donde i es el factor de van't Hoff, Kb es la constante ebulloscópica (de ebullición) del disolvente y m es la molalidad del soluto en mol/kg. El nuevo punto de ebullición es el del disolvente puro más ΔTb. Por ejemplo, 1 mol/kg de azúcar en agua eleva el punto de ebullición en 1 × 0,512 × 1 = 0,512 °C, hasta 100,5 °C.

El factor de van't Hoff (i) es el número de partículas disueltas que produce cada unidad fórmula de soluto. Los no electrolitos, como el azúcar o la urea, permanecen como moléculas individuales, así que i = 1. Los compuestos iónicos se disocian: el NaCl da Na⁺ y Cl⁻ (i ≈ 2) y el CaCl₂ da un Ca²⁺ y dos Cl⁻ (i ≈ 3). Los efectos coligativos dependen del número de partículas, de modo que un i mayor produce un aumento mayor del punto de ebullición.

La constante ebulloscópica Kb es una propiedad del disolvente que determina cuánto se eleva su punto de ebullición por unidad de molalidad. Para el agua, Kb = 0,512 °C·kg/mol, lo que significa que una disolución ideal 1 mol/kg hierve 0,512 °C por encima. Otros disolventes tienen constantes mayores (el benceno 2,53 y el cloroformo 3,63 °C·kg/mol), por lo que la misma molalidad eleva mucho más su punto de ebullición.

Las partículas disueltas reducen la presión de vapor del disolvente, de modo que hace falta una temperatura mayor para que la presión de vapor iguale la presión atmosférica y el líquido hierva. Es una propiedad coligativa: depende del número de partículas disueltas, no de su naturaleza. Salar el agua de la pasta eleva su punto de ebullición solo ligeramente (una cucharadita por litro lo sube bastante menos de 0,1 °C), por lo que el efecto sobre el tiempo de cocción es insignificante.