Siedepunktserhöhung, die Erhöhung des Siedepunktes einer Lösung gegenüber dem reinen Lösungsmittel, wenn der gelöste Stoff einen vernachlässigbar kleinen Dampfdruck aufweist. Für ideal verd. Lösungen gilt das 2. Raoultsche Gesetz ΔT = T – T₀₁ = k_E·m₂ mit k_E = RT²₀₁ M₁/Δ_VH. Dabei sind T und T₀₁ der Siedepunkt der Lösung bzw. des reinen Lösungsmittels, m₂ die Molalität (Zusammensetzungsgrößen) des gelösten Stoffes und k_E die ebullioskopische Konstante, die für jedes Lösungsmittel einen bestimmten Wert hat. Sie hängt ab vom Siedepunkt T₀₁, der molaren Masse M₁ und der molaren Verdampfungsenthalpie Δ_VH (Phasenumwandlungsenergie) des Lösungsmittels. R ist die Gaskonstante.

Die S. wird häufig zur Bestimmung der Molmasse nichtdissoziierender, schwerflüchtiger Verbindungen benutzt (Ebullioskopie). Die S. gehört ebenso wie die Gefrierpunktserniedrigung zu den kolligativen Eigenschaften, d. h., die Größe der Effekte ist von der vorhandenen Teilchenzahl abhängig. Bei Lösungen von Elektrolyten muß deshalb die aus der elektrolytischen Dissoziation resultierende Teilchenzahlvergrößerung berücksichtigt werden. Das 2. Raoultsche Gesetz lautet dann ΔT = k_Em₂ [l + (ν – 1)α], wobei α der Dissoziationsgrad und ν die Zahl der Ionen ist, in die der Elektrolyt zerfällt. Die obigen Beziehungen gelten für ideal verd. Lösungen. Abweichungen treten für Nichtelektrolyte bei Konzentrationen > 0,1 molar, für Elektrolyte bei Werten > 10^-3 molar deutlich in Erscheinung. Sie können durch die Einführung von Aktivitätskoeffizienten berücksichtigt werden.