El anión $\ce{Cl-}$ es la base conjugada de un ácido fuerte ($\ce{HCl}$), por lo que su fuerza es despreciable y no reacciona con el agua. Sin embargo, el catión $\ce{NH4+}$ es el ácido conjugado de una base débil ($\ce{NH3}$) y tiene la fuerza suficiente para reaccionar con el agua en un proceso de hidrólisis ácida:

Debido a la formación de iones hidronio o oxonio, $\ce{H3O+}$, la concentración de estos aumenta en el medio, lo que da como resultado una disolución con pH ácido ($pH < 7$).

Se observa que el ion hidrogenosulfato, $\ce{HSO4-}$, cede un protón a la molécula de agua para transformarse en su base conjugada, el ion sulfato ($\ce{SO4^2-}$). Por lo tanto, el $\ce{HSO4-}$ actúa como un ácido.

Al añadir agua a la disolución, se produce una disminución de la concentración de todas las especies disueltas (dilución). De acuerdo con el Principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplazará hacia el sentido en el que se produzca un mayor número de moles de soluto para intentar compensar la disminución de concentración, en este caso, hacia la derecha. Aunque el equilibrio se desplace hacia la derecha produciendo más iones $\ce{OH-}$, el aumento del volumen total de la disolución es predominante, lo que provoca que la concentración final de iones hidroxilo, $[\ce{OH-}]$, sea menor que la inicial. Al disminuir $[\ce{OH-}]$, el pOH de la disolución aumenta y, por tanto, el pH disminuye, tendiendo hacia el valor neutro (7).