חומצה אצטית, חומצה חלשה, מתפרקת באופן חלקי בתמיסה ויוצרת יוני הידרוניום ואצטט בעוד המלח שלה, נתרן אצטט, נפרד לגמרי ויוצר יוני נתרן ואצטט. לחומצה אצטית ולנתרן אצטט יש יון אצטט משותף. כשמוסיפים נתרן אצטט לתמיסה של חומצה אצטית, הוא מעלה את הריכוז הכולל של יוני אצטט ומפר את שיווי המשקל.על מנת להתאזן מחדש, שיווי המשקל זז לשמאל ונוצרת חומצה אצטית עד ששיווי המשקל מתחדש. במקרה הזה, הנוכחות של יון משותף יוצרת הפחתה בפירוק התרכובת. התופעה הזו ידועה כאפקט היון המשותף.אפקט היון המשותף מוסבר באמצעות עיקרון לה-שטלייה, לפיו השינוי בריכוז המגיבים או התוצרים בשיווי משקל יגרום למערכת לנוע נגד כיוון השינוי על מנת להשיג איזון. ה-pH של תמיסת 0.050 מולר אמוניה הוא 10.97. אם 0.040 מולר אמוניום-כלוריד נוסף לתמיסה, ניתן למצוא את ה-pH החדש באמצעות קבוע פירוק הבסיס של אמוניה וטבלת ICE.אמוניום כלוריד מתיינן לגמרי ויוצר 0.040 מולר של יוני אמוניום ואותו ריכוז של יוני כלור. משום שיוני כלור הם בעלי pH ניטרלי, ניתן להתעלם מהם. אמוניה מתפרקת באופן חלקי ליוני אמוניום ולהידרוקסיד.ה-Kb של תגובה זו הוא 1.76 כפול 10 בחזקת מינוס 5, והוא שווה לריכוז האמוניום כפול ריכוז ההידרוקסיד חלקי ריכוז האמוניה. ערכי הריכוז ההתחלתיים, ערכי השינוי וערכי שיווי המשקל מוצבים בטבלת ICE, כשהשינויים בריכוז מיוצגים על ידי x. בשל הערך הקטן של x, 0.050 פחות x שווה בקירוב ל-0.050 ו-0.040 ועוד x שווה בקירוב ל-0.040, קירוב שניתן לתקף בהמשך על ידי כלל ה-5%בהצבה של ערכים אלו בביטוי עבור Kb, שווה x 2.2 כפול 10 בחזקת מינוס 5 מולר.ערכי הקירוב תקפים כי ריכוז ההידרוקסיד הוא פחות מ-5%מ-0.040 מולר. ניתן לחשב את ה-pOH ואת ה-pH של התמיסה באמצעות המשוואות הסטנדרטיות והם שווים 4.66 ו-9.34 בהתאמה. לפיכך, נוכחות של היון המשותף, יון האמוניום, יוצרת הפחתה בפירוק של אמוניה ומורידה בכך את ה-pH של התמיסה מ-10.97 ל-9.34.