En una disolución de ácido acético, un ácido débil, se establece el siguiente equilibrio de ionización:

Al añadir acetato de sodio, una sal soluble, esta se disocia completamente aportando iones acetato al medio:

De acuerdo con el Principio de Le Chatelier, el aumento de la concentración del ion común $\ce{CH3COO-}$ desplaza el equilibrio del ácido hacia la izquierda (hacia el ácido sin disociar). Como consecuencia, la concentración de iones $\ce{H3O+}$ disminuye y, por tanto, el pH aumenta.

El cloruro de sodio es una sal neutra que proviene de ácido fuerte y base fuerte, por lo que sus iones no sufren hidrólisis y el pH inicial de la disolución es $7,0$.

Al añadir cloruro de hidrógeno, este se ioniza completamente al ser un ácido fuerte:

La adición de $\ce{HCl}$ provoca un aumento directo de la concentración de protones $[\ce{H3O+}]$ en el sistema. Dado que $\text{pH} = -\log[\ce{H3O+}]$, al aumentar la acidez, el valor numérico del pH disminuye.

Se produce una reacción de neutralización entre un ácido fuerte y una base fuerte:

Calculamos los moles iniciales de cada especie:

El reactivo limitante es el $\ce{KOH}$. Tras la reacción, quedan sin reaccionar $0,001 \text{ mol}$ de $\ce{HNO3}$ en un volumen total de $30 \text{ mL}$. Aunque la disolución sigue siendo ácida, la concentración de iones $\ce{H3O+}$ es menor que la de la disolución original de $\ce{HNO3}$ ($0,1 \text{ M}$), ya que parte del ácido ha sido neutralizado y el volumen total ha aumentado. Al disminuir $[\ce{H3O+}]$, el pH aumenta.