La disolución de $\ce{PbCl2}$ en agua se describe mediante el siguiente equilibrio:

Esta reacción de disolución es endotérmica, lo que significa que absorbe calor del entorno. Por lo tanto, $\Delta H_{disolución} > 0$.

Falso. Añadir más agua a una disolución saturada de $\ce{PbCl2}$ permitirá disolver una mayor cantidad total de $\ce{PbCl2}$ sólido, ya que hay más disolvente disponible. Sin embargo, la solubilidad se define como la concentración máxima de soluto en una disolución saturada a una temperatura dada. La concentración de $\ce{Pb^2+}$ y $\ce{Cl-}$ en el equilibrio no cambiará al añadir más agua, siempre y cuando quede algo de sólido sin disolver y la disolución permanezca saturada. Por lo tanto, la solubilidad molar no se ve afectada por la adición de más disolvente.

Falso. El $\ce{HCl}$ es un ácido fuerte que se disocia completamente en agua, liberando iones $\ce{H+}$ y $\ce{Cl-}$. Al añadir $\ce{HCl}$, se incrementa la concentración de iones $\ce{Cl-}$ en la disolución. Según el Principio de Le Chatelier, el sistema se opondrá a este cambio y el equilibrio de disolución de $\ce{PbCl2}$ se desplazará hacia la izquierda, hacia los reactivos. Esto provocará que más $\ce{PbCl2}$ precipite, disminuyendo así la solubilidad de la sal.

Verdadero. Dado que la disolución de $\ce{PbCl2}$ es un proceso endotérmico ($\Delta H_{disolución} > 0$), un aumento de la temperatura es equivalente a añadir calor al sistema. Según el Principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplazará en la dirección que absorba ese calor, es decir, hacia la derecha, favoreciendo la disolución del $\ce{PbCl2}$. Esto resultará en un aumento de la concentración de iones $\ce{Pb^2+}$ y $\ce{Cl-}$ en la disolución saturada y, por lo tanto, en un aumento de la solubilidad de la sal.