Falso.Un ácido débil monoprótico se disocia parcialmente en agua según el equilibrio:

La constante de acidez $K_a$ se define como:

Para una disolución $1\text{ M}$ de $\ce{HA}$, sea $x$ la concentración de $\ce{H3O+}$ en el equilibrio. Entonces, $[\ce{A-}] = x$ y $[\ce{HA}] = 1 - x$. Sustituyendo en la expresión de $K_a$:

Dado que $K_a$ es pequeña, se puede aproximar $1 - x \approx 1$:

El $pH$ de la disolución es:

A $25^\circ\text{C}$, se cumple que $pH + pOH = 14$. Por lo tanto, el $pOH$ será:

Un $pOH$ de $11,50$ es mayor que $7$, no menor.

Verdadero.El grado de disociación ($\alpha$) se define como la fracción de moléculas de ácido que se disocian. Para un ácido débil, la expresión de la constante de acidez en términos de $\alpha$ es:

Si se considera la aproximación de que $1 - \alpha \approx 1$ (válida para ácidos débiles con bajo grado de disociación), la expresión se simplifica a:

De esta expresión, se puede despejar $\alpha$:

Según esta relación, si la concentración inicial ($C$) disminuye (es decir, la disolución se diluye), el grado de disociación ($\alpha$) aumenta. Esto también se puede explicar por el Principio de Le Chatelier: al diluir la disolución, las concentraciones de todas las especies disminuyen, y el equilibrio se desplaza hacia el lado con mayor número de moles (en este caso, hacia los productos) para intentar compensar la disminución de concentración, lo que implica una mayor disociación del ácido.

Falso.Una disolución ácida tiene un $pH < 7$. Al diluir una disolución ácida, la concentración de iones $\ce{H3O+}$ disminuye, aunque el grado de disociación del ácido aumente (como se ha justificado en el apartado b)). Una disminución en la concentración de $\ce{H3O+}$ implica un aumento del $pH$ (es decir, la disolución se vuelve menos ácida y se aproxima a la neutralidad, $pH = 7$). Por ejemplo, si la disolución de $1\text{ M}$ tiene un $pH = 2,50$, una dilución, digamos a $0,1\text{ M}$, dará lugar a un $pH$ mayor:

El $pH$ ha aumentado de $2,50$ a $3,00$, no ha disminuido.