Wyjdźmy od napisania procesu dysocjacji soli oraz hydrolizy jonu. Dla bromku amonu mamy zatem: [latex]NH_4Br ightarrow NH_4^+ + Br^-\ NH_4^+ +H_2O ightleftarrows NH_3 + H_3O^+[/latex] Stała hydrolizy wyrazi się poprzez: [latex]K= frac{[NH_3][H_3O^+]}{[NH_4^+]} [/latex] Widzimy więc, że wpływ na stałą mają jony hydroniowe. Ponadto wiemy, na podstawie reguły przekory, że gdy ubędzie któregoś z produktów, to ustali się nowy stan równowagi, zwiększając tym samym stopień przereagowania substratu - w naszym przypadku po prostu popchnie to hydrolizę do przodu. Jeżeli więc w środowisku, w którym przebiega hydroliza bromku amonu, zmniejszymy stężenie jonów hydroniowych - a jak to zrobić? no właśnie zwiększyć pH - to stopień hydrolizy wzrośnie. Analogicznie w przypadku pozostałych soli: [latex]AlCl_3 ightarrow Al^{3+}+3Cl^-\ Al^{3+}+2H_2O ightleftarrows Al(OH)^{2+}+H_3O^+[/latex] Zabieramy jony hydroniowe, zwiększając pH. [latex]HCOOK ightarrow HCOO^-+K^+\ HCOO^- + H_2O ightleftarrows HCOOH+OH^-[/latex] Zabieramy jony hydroksylowe, zmniejszając pH. [latex]K_2S ightarrow 2K^++S^{2-}\ S^{2-}+H_2O ightleftarrows HS^-+OH^-[/latex] Zabieramy jony hydroksylowe, zmniejszając pH. [latex]K_2CO_3 ightarrow 2K^++CO_3^{2-}\ CO_3^{2-}+H_2O ightleftarrows HCO_3^-+OH^-[/latex] Zabieramy jony hydroksylowe, zmniejszając pH.