pH de ácidos y bases

a) Falsa.

Un pH de 1 significaría $[\text{H}_3\text{O}^+] = 10^{-1} = 0{,}1\ \text{M}$, es decir, exactamente la concentración inicial: eso implicaría una disociación total, propia de un ácido fuerte.

Al ser débil, solo una fracción $\alpha$ del ácido se disocia:$$[\text{H}_3\text{O}^+] = \alpha \cdot 0{,}1 < 0{,}1\ \text{M} \qquad\Longrightarrow\qquad \text{pH} > 1$$Por ejemplo, con $K_a = 10^{-5}$ resultaría $[\text{H}_3\text{O}^+] = \sqrt{10^{-5}\cdot 0{,}1} = 10^{-3}$ y $\text{pH} = 3$, dos unidades por encima.

b) Falsa.

Aunque el ácido sea débil, sigue siendo un ácido: libera protones y desplaza el equilibrio de autoionización del agua.$$[\text{H}_3\text{O}^+] > 10^{-7}\ \text{M} > [\text{OH}^-] \qquad\Longrightarrow\qquad \text{pH} < 7$$Además, como $[\text{H}_3\text{O}^+][\text{OH}^-] = K_w$, si una sube la otra baja necesariamente. La afirmación describiría una disolución básica, lo contrario de lo que tenemos.

c) Verdadera.

Que el ácido sea débil significa justamente que se disocia poco, así que la mayor parte permanece en forma molecular:$$[\text{HA}] = 0{,}1 - x \qquad\qquad [\text{A}^-] = x \qquad\text{con}\qquad x \ll 0{,}1$$$$\Longrightarrow \quad [\text{HA}] \gg [\text{A}^-]$$Se ve también en la propia constante: $K_a \ll 1$ obliga a que el numerador (productos) sea mucho menor que el denominador (ácido sin disociar). Solo si el ácido fuera fuerte se invertiría la relación.