25℃时，0.1mol•L-1的某酸HA溶液中c(H+)c(OH−)=1010，请回答下列问题：

（1）25℃时，0.1mol•L^-1的某酸HA中，如果该酸是强酸，则
c(H+)
c(OH−)=10¹²＞
c(H+)
c(OH−)=10¹⁰，所以该酸是弱酸，弱酸在水溶液里存在电离平衡，其电离方程式为HA⇌H⁺+A^-，
故答案为：弱；HA⇌H⁺+A^-；
（2）A．加水稀释促进酸电离，氢离子浓度、酸浓度、酸根离子浓度都降低，但氢离子浓度减小的量小于酸分子减小的量，所以
c(H+)
c(HA)增大，故A错误；
B．加水稀释促进酸电离，酸浓度、酸根离子浓度都降低，但酸根离子浓度减小的量小于酸分子减小的量，所以氢氧根离子浓度增大，则
c(HA)
c(A−)减小，故B正确；
C．温度不变，水的离子积常数不变，故C错误；
D．加水稀释促进酸电离，氢离子浓度降低，但氢氧根离子浓度增大，故D错误；
故选B；
（3）等pH的HA溶液和盐酸，HA是弱酸，盐酸是强酸，所以HA的物质的量浓度大于盐酸，等体积的HA和盐酸，HA的物质的量大于盐酸，所以向等体积、等pH的HA溶液和盐酸中分别加入足量Zn，产生的H₂是HA多，故选A；
（4）①等体积和等物质的量浓度的HA和NaOH溶液混合，酸和碱的物质的量相等，酸和碱恰好反应生成盐，盐是强碱弱酸盐水解呈碱性，所以pH＞7，
NaA的溶液呈碱性，如果要使盐溶液呈中性，则酸应该稍微过量，所以V＜20.00；
酸的体积是碱的2倍，则酸和碱反应后有剩余，且剩余的酸的物质的量和盐的物质的量相等，溶液呈酸性，说明酸的电离程度大于酸根离子的水解程度，所以c（HA）＜c（A^-），
故答案为：＞；＜；＜；
②酸是弱酸，则酸根离子水解导致溶液中氢氧根离子浓度大于氢离子浓度而使溶液 呈酸性，水解离子方程式为：A^-+H₂O⇌HA+OH^-，故答案为：A^-+H₂O⇌HA+OH^-；
③溶液呈中性，则c（H⁺）=c（OH^-），根据溶液呈电中性知，c（A^-）=c（Na⁺），因为该溶液是盐溶液，盐的电离程度大于水的电离程度，所以溶液中各种离子浓度的大小关系是c（A^-）=c（Na⁺）＞c（H⁺）=c（OH^-），故答案为：c（A^-）=c（Na⁺）＞c（H⁺）=c（OH^-）．

点评：
本题考点： 弱电解质在水溶液中的电离平衡；酸碱混合时的定性判断及有关ph的计算．

考点点评： 本题考查了弱电解质的电离，易错题是（2）题，注意加水稀释时溶液中各种微粒浓度的变化，虽然促进弱电解质电离，但加入水的量远远大于弱电解质电离的量，为易错点．