Según la ley de acción de masas, el grado de ionización de un ácido débil aumenta a medida que disminuye la concentración del ácido débil. Esto se debe a que, a concentraciones más bajas, la constante de equilibrio de la reacción de ionización es más favorable a la formación de iones. En otras palabras, el equilibrio se desplaza hacia la producción de más iones H+ y A- a medida que disminuye la concentración del ácido débil.

Por ejemplo, considere la ionización del ácido acético en agua:

$$CH_3COOH + H_2O ⇌ CH_3COO^- + H_3O^+$$

Inicialmente, la concentración de ácido acético no ionizado es relativamente alta, por lo que, según el principio de Le Châtelier y la expresión de la constante de equilibrio a continuación, la posición de equilibrio se encuentra en el lado izquierdo, favoreciendo a los reactivos; Hay concentraciones relativamente bajas de iones H+ y A-:

$$K_a =\frac{[CH_3COO^-][H_3O^+]}{[CH_3COOH]}$$

A medida que la concentración de ácido acético disminuye (mediante dilución), el equilibrio se desplaza hacia la derecha. Este cambio ocurre porque no hay suficientes moléculas de ácido acético en la solución para reaccionar con la mayoría de los iones H+ y A-. Por lo tanto, la concentración de iones H+ y A- aumenta, lo que conduce a una mayor disociación o ionización de los ácidos acéticos en una solución diluida.