Sole pochodzące od słabych kwasów i słabych zasad w roztworze wodnym ulegają hydrolizie. Odczyn wodnych roztworów tych soli może byc słabo kwasowy, słabo zasadowy lub obojętny. Zależy to od mocy kwasu i zasady, które powstały w wyniku hydrolizy. Przykładem omawianych soli jest cyjanek amonu. W roztworze wodnym jest on zdysocjowany na jony, które następnie reagują z cząsteczkami wody. Woda reaguje z anionem soli \( \ce{CN^-} \), czyli zasadą w teorii Brönsteda, pełniąc rolę kwasu, jednocześnie woda reaguje z kationem soli pełniąc rolę zasady:

Sumarycznie równanie hydrolizy można przedstawić:

Stała równowagi dla tej reakcji:

jeżeli licznik i mianownik pomnozymy przez iloczyn jonowy wody \( [\ce{H^+}][\ce{OH^-}] \) otrzymamy:

ponieważ:

\( K_{\ce{HN_4OH}}=\frac{[\ce{NH_4^+}][\ce{OH^-}]}{[\ce{NH_4OH}]} \); \( K_{\ce{HCN}}=\frac{[\ce{H+}][\ce{CN-}]}{[\ce{HCN}]} \); \( K_w = [\ce{H^+}][\ce{OH^-}] \)

Wzór na stałą hydroliza dla soli słabego kwasu i słabej zasady ma postać:

Jaki jest odczyn takiej soli, jest uzależnione od względnych wartości stałych dysocjacji \( K_w \) i \( K_{zas} \). Gdy zasada z której powstałą sól jest mocniejsza niż kwas, roztwór wodny tej soli jest zasadowy. Jeżeli kwas jest mocniejszy, odczyn jest kwasowy.

Dla omawianego kwasu i zasady stałe dysocjacji wynoszą: \( K_{\ce{NH_4OH}} = 1.8·10^{-5} \); \( K_{\ce{HCN}} = 4·10^{-10} \). Ponieważ wartość stałej dysocjacji wodorotlenku amonu jest większa od stałej dysocjacji kwasu cyjanowodorowego, więc wolne jony \( \ce{OH^-} \) pochodzące od zdysocjowanego w większym stopniu \( \ce{NH_4OH} \) nadają temu roztworowi charakter słabo alkaliczny.