$• \ \text{Afirmativa I:}$ $\color{royalblue}{\text{Verdadeira}}$ Primeiramente, $\ce{OH^-}$ é uma base forte, consequentemente, deve ser um ácido desprezível. Atente que, isto se evidencia pela constante de equilíbrio, em que se têm: \begin{matrix} K_c = {{\dfrac{[H^+] \cdot [O^{2-}]}{[OH^-]}}} < {{\dfrac{1}{10^{36}}}} \end{matrix}Ou seja, existe uma decomposição para aproximadamente $10^{36}$ moléculas de $\ce{OH^-}$, claramente incomensurável. $• \ \text{Afirmativas II e III:}$ $\color{royalblue}{\text{Verdadeiras}}$ Com conhecimento da teoria ácido-base de Brønsted-Lowry, não é difícil compreender a veracidade das afirmações. No caso, $\ce{HNO_2}$ é o doador de próton, enquanto $\ce{NO^-}$ o receptor. $• \ \text{Afirmativa IV:}$ $\color{royalblue}{\text{Verdadeira}}$ Outra afirmação bem plausível de se inferir caso não fosse dada a constante de equilíbrio. Atente que, o íon amônio deriva de uma base fraca - amônia. Contudo, com as constantes de equilíbrio fica mais simples ainda, observe a ordem de cada uma, o íon amônio deposita muito menos íons $\ce{H^+}$ em solução comparado ao ácido nitroso. Desse modo, o ácido nitroso é bem mais forte que o $\ce{NH^+}$. $• \ \text{Afirmativa V:}$ $\color{royalblue}{\text{Verdadeira}}$ Para este equilíbrio, têm-se: \begin{matrix} Kc = {{\dfrac{ \ce{[NH_3] \cdot [HNO_2]}}{\ce{[NH_4^+] \cdot [NO_2^-]}}}} \cdot \color{royalblue}{{{\dfrac{\ce{[H^+]}}{\ce{[H^+]}}}}} &,& {{\dfrac{ \ce{[NH_3] \cdot [H^+]}}{\ce{[NH_4^+] }}}} \approx 10^{-10} &,& {{\dfrac{ \ce{[NO_2^-] \cdot [H^+]}}{\ce{[HNO_2] }}}} \approx 10^{-4} \end{matrix}Então, \begin{matrix} K_c \approx {{\dfrac{10^{-10}}{10^{-4}}}} \approx 10^{-6} < 1 & \tiny{\blacksquare} \end{matrix}\begin{matrix} Letra \ (A) \end{matrix}