解题思路：（1）①pH=2的高碘酸溶液与pH=12的NaOH溶液中氢离子浓度和氢氧根离子的浓度相等，氢氧化钠是强碱，讨论高碘酸分别为强酸或弱酸，根据反应后溶液的酸碱性判断；
②碘酸是强酸电离出氢离子和碘酸根离子；
（2）（1）相同条件下，酸的电离平衡常数越大，物质的量浓度相同的CH3COONa与NaCN混合溶液中，溶液呈碱性，与NaCN溶液中CN-水解程度大，再结合电荷守恒、物料守恒判断离子浓度；
（3）CH3COOH溶液加稀释过程中，各个微粒浓度减小，电离程度增大，电离平衡常数随温度变化，不随浓度变化；
（4）酸性越强，则稀释过程中溶液的pH变化越大；
（5）Na2CO3溶液的浓度为2×10-4mol/L，等体积混合后溶液中c（CO32-）=1×10-4mol/L，根据Ksp=c（CO32-）•c（Ca2+）计算沉淀时混合溶液中c（Ca2+），原溶液CaCl2溶液的最小浓度为混合溶液中c（Ca2+）的浓度．
（1）①pH=2的高碘酸溶液与pH=12的NaOH溶液中氢离子浓度和氢氧根离子的浓度相等，氢氧化钠是强碱，等体积混合时，若溶液呈中性，说明氢离子和氢氧根离子恰好反应，高碘酸是强酸，但实际上混合溶液呈酸性，这说明高碘酸又电离出部分氢离子，所以高碘酸是弱酸，
故答案为：弱酸；pH=2的高碘酸电离出的c（H+）和pH=2的NaOH溶液电离出的c（OH-）相等，且两者体积相等，但所得溶液显酸性，则高碘酸必定是不完全电离，所以高碘酸是弱酸；
②碘酸是强酸，不存在电离平衡，电离方程式为：HIO3=H++IO3-；，故答案为：HIO3=H++IO3-；
（2）物质的量浓度相同的CH3COONa与NaCN混合溶液中，溶液呈碱性，c（OH-）＞c（H+），与NaCN溶液中CN-水解程度大，c（CH3COO-）＞c（CN-），溶液中离子浓度大小为：c（Na+）＞c（CH3COO-）＞c（CN-）＞c（OH-）＞c（H+）；
故答案为：c（Na+）＞c（CH3COO-）＞c（CN-）＞c（OH-）＞c（H+）；
（3）A、电离平衡常数随温度变化，温度不变，平衡常数不变，故A错误；
B、0.1mol•L-1的CH3COOH溶液加稀释过程中，各个微粒浓度减小，同时醋酸的电离向右移动，c（H+）减小的程度小于c（CH3COOH）的减小程度，所以c（H+）/c（CH3COOH）增大，故B正确；
C、Kw=c（H+）•c（OH-）只受温度的影响，温度不变则其值是一个常数，故C错误；
D、醋酸稀释，酸性减弱，c（H+）减小，碱性增强，c（OH-）增大，即c（OH-）/c（H+）增大，故D正确；
E、0.1mol•L-1的CH3COOH溶液加稀释过程中，电离程度增大，各个微粒浓度减小，故E错误；
故选BD．
（4）根据CH3COOH与一元酸HX加水稀释过程中pH与溶液体积的关系图可以看出HX酸在稀释过程中溶液的PH变化比醋酸的小，所以酸性HX弱于醋酸，电离程度：HX＜CH3COOH，
故答案为：小于；稀释相同倍数，一元酸HX的pH变化比醋酸小，故酸性弱，电离平衡常数小；
（5）Na2CO3溶液的浓度为2×10-4mol/L，等体积混合后溶液中c（CO32-）=[1/2]×2×10-4mol/L=1×10-4mol/L，根据Ksp=c（CO32-）•c（Ca2+）=2.8×10-9可知，c（Ca2+）=
2.8×10−9
1×10−4mol/L=2.8×10-5mol/L，原溶液CaCl2溶液的最小浓度为混合溶液中c（Ca2+）的浓度，故原溶液CaCl2溶液的最小浓度为2.8×10-5mol/L．
故答案为：2.8×10-5mol/L．
点评：
本题考点： 酸碱混合时的定性判断及有关ph的计算；弱电解质在水溶液中的电离平衡．
考点点评： 本题考查学生有关弱电解质的电离知识，考查角度广，尤其是最后一问，难度较大．