حمض الخليك،وهو حمض ضعيف،يتفكك جزئيًا في محلول لينتج أيونات هيدرونيوم وأسيتات،بينما يتفكك ملحه،أسيتات الصوديوم كليًا ليُنتج أيونات الصوديوم والأسيتات. حمض الخليك وأسيتات الصوديوم يشتركان في وجود أيون أسيتات. عند إضافة أسيتات الصوديوم إلى محلول حمض الخليك،تزيد من التركيز الكلي لأيونات الأسيتات وتخل بالتوازن.

لموازنة ذلك التغيير،يتحرك التوازن نحو اليسار ويتسبب في إنتاج حمض الخليك إلى أن تنشأ حالة توازن من جديد. في هذه الحالة،يتسبب وجود الأيون المشترك بانخفاض التفكك في المركب. تُعرف هذه الظاهرة بتأثير الأيون المشترك.

يمكن تفسير تأثير الأيون المشترك بمساعدة مبدأ لو شاتليه،الذي ينص على أن تغيرًا في تركيز المواد المتفاعلة أو النواتج في حالة التوازن،سيجعل النظام يتحرك باتجاه يوازن التغير. قيمة pH لمحلول أمونيا تركيزه 0.050 مولار هي 10.97. إذا أضيف إلى المحلول كلوريد الأمونيوم الذي تركيزه 0.040 مولار،يمكن تحديد قيمة pH الجديدة،باستخدام ثابت تفكك القاعدة الخاص بالأمونيا وجدول مراقبة التغيير ICE.

يتأين كلوريد الأمونيوم كليًا لينتج 0.040 مولار من أيونات الأمونيوم وأيونات الكلوريد. بما أن أيونات الكلوريد محايدة من حيث pH،يمكن تجاهلها. تتفكك الأمونيا جزئيًا لتنتج أيونات أمونيوم وأيونات وهيدروكسيد.

قيمة Kb لهذا التفاعل هي 1.76 10⁻⁵ وهي مساوية لتركيز الأمونيوم مضروبًا في تركيز الهيدروكسيد وقسمة الناتج على تركيز الأمونيا. توضع قيم التركيزات:الأولي،والتغيير و حالة التوازن في جدول مراقبة التغير ICE،بحيث يُشار إلى التغيرات في التركيز بالرمز x. لأن قيمة x ضئيلة،فإن 0.050 ناقص x تساوي تقريبًا 0.050،وقيمة 0.040 زائد x تساوي تقريبًا 0.040،ويمكن التحقق من ذلك لاحقًا عبر قاعدة الـ5%باستبدال هذه القيم في معادلة Kb،فإن x تساوي 2.2 10⁻⁵ مولار.

التقريب صحيح لأن تركيز الهيدروكسيد أقل من 5%من 0.040 مولار. يمكن حساب pOH و pH للمحلول،باستخدام المعادلات قياسية ويساويان 4.66 و 9.34 على التوالي. بالتالي فإن وجود الأيون المشترك،أيون الأمونيوم،يتسبب بانخفاض تفكك الأمونيا،فتنخفض قيمة pH للمحلول من 10.97 إلى 9.34.