Selon la loi de l’action de masse, le degré d’ionisation d’un acide faible augmente à mesure que la concentration de l’acide faible diminue. En effet, à des concentrations plus faibles, la constante d'équilibre de la réaction d'ionisation est plus favorable à la formation d'ions. En d’autres termes, l’équilibre se déplace vers la production de davantage d’ions H+ et A- à mesure que la concentration de l’acide faible diminue.

Par exemple, considérons l’ionisation de l’acide acétique dans l’eau :

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

Initialement, la concentration d'acide acétique non ionisé est relativement élevée, donc sur la base du principe de Le Châtelier et de l'expression de la constante d'équilibre ci-dessous, la position d'équilibre se situe du côté gauche favorisant les réactifs ; il existe des concentrations relativement faibles d’ions H+ et A- :

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

À mesure que la concentration d’acide acétique diminue (par dilution), l’équilibre se déplace vers la droite. Ce changement se produit parce qu’il n’y a pas suffisamment de molécules d’acide acétique dans la solution pour réagir avec la plupart des ions H+ et A-. Par conséquent, la concentration des ions H+ et A- augmente, ce qui conduit à une dissociation ou une ionisation plus élevée des acides acétiques dans une solution diluée.