首先，要明确一个命题（*）： 在相同温度和相等溶液浓度下，一种酸的电离度越大，这种酸的酸性越强。 这个命题很容易证明： HA =可逆= (H^+) + (A^-) 酸碱度pH=-lgc(H^+) 电离度α=N（电离/解离的分子)/ N（总的分子）（上下同除以阿伏加德罗常数NA）= n（电离/解离的分子)/ n（总的分子）（由于在同一溶液中，可上下同除以溶液体积V）= c（电离/解离的分子)/ c（总的分子）=c(H^+)/c(HA)总= c(A^-)/c(HA)总= 10^(-pH)/ c(HA)总 由此可见，pH值越小，电离度α越大。
另外，可知：在相同温度和相等溶液浓度的条件下，pH值越小，酸性越强。 所以，酸性越强，电离度α越大，酸性越强；反之亦然。 已知HAc的酸性比HClO的酸性强，说明：在相同温度和相等溶液浓度的条件下，HAc的电离度比HClO大。 然后，还要明确一个命题（**）： 在相同温度和相等溶液浓度下，一种酸的电离程度越大，这种酸对应的共轭酸根（酸去除一个氢离子后的酸根）的水解程度越小。
这个命题也相当容易证明： 电离方程式HA =可逆= (H^+) + (A^-) 表征电离程度的电离平衡常数 Ka=c(H^+)平衡时*c(A^-)平衡时/c(HA)平衡时 水解方程式(A^-) + H2O =可逆= HA + (OH^-) 表征水解程度的水解平衡常数 Kb=c(HA)平衡时*c(OH^-)平衡时/c(A^-)平衡时 又有，c(H^+)平衡时*c(OH^-)平衡时=Kw（在室温20摄氏度时，=10^-14） 所以，Ka * Kb =Kw（常数），即酸的电离程度与其共轭酸根的水解程度成反比。
已知HAc的酸性比HClO的酸性强，说明：Ac^-的水解程度比ClO^-小。 现有物质的量浓度和体积均相同的NaAc和NaClO两溶液，溶于水后，Na^+不水解，在两个溶液中的浓度相等，而由于Ac^-的水解程度比ClO^-小，Ac^-的浓度大于ClO^-，所以：c(Ac^-)>c(ClO^-)。
但是，由水解方程式可见， (Ac^-) + H2O =可逆= HAc + (OH^-) (ClO^-) + H2O =可逆= HClO + (OH^-) 每有一个酸根阴离子发生水解成分子，就会有一个氢氧根电离出来，总数是不变的，所以，n=m。
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答：(Na+)>(HSO3-)>((SO3)2-)>(OH-)>(H+)详情>>
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