Teorías ácido-base e hidrólisis

a) Falsa.

Para un par conjugado se cumple:$$K_a \cdot K_b = K_w \qquad\Longrightarrow\qquad K_a = \frac{K_w}{K_b}$$La relación es inversa: cuanto mayor es $K_b$ (base más fuerte), menor es $K_a$ de su ácido conjugado. La afirmación correcta es justo la contraria: cuanto más fuerte es una base, más débil es su ácido conjugado.

Un ejemplo claro: el $\text{OH}^-$ es una base muy fuerte y su ácido conjugado, el $\text{H}_2\text{O}$, es extremadamente débil. En cambio, el $\text{NH}_3$ es una base débil y su ácido conjugado, el $\text{NH}_4^+$, es apreciablemente ácido.

b) Verdadera.

En una disolución básica, por definición:$$[\text{OH}^-] > 10^{-7}\ \text{M} \qquad\Longrightarrow\qquad \text{pOH} = -\log[\text{OH}^-] < 7$$Y de forma equivalente, $\text{pH} = 14 - \text{pOH} > 7$, como corresponde a un medio básico. (Se sobreentiende que se trabaja a $25\ ^\circ\text{C}$, temperatura a la que $K_w = 10^{-14}$.)

c) Verdadera.

El ion dihidrogenofosfato conserva dos protones y, al mismo tiempo, tiene carga negativa, así que puede comportarse de las dos maneras:$$\textit{Como ácido:}\quad \text{H}_2\text{PO}_4^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{HPO}_4^{2-} + \text{H}_3\text{O}^+$$$$\textit{Como base:}\quad \text{H}_2\text{PO}_4^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_3\text{PO}_4 + \text{OH}^-$$Es, por tanto, anfótero (o anfiprótico). Que predomine un comportamiento u otro depende de la comparación entre su $K_a$ y su $K_b$; en el caso del $\text{H}_2\text{PO}_4^-$ predomina ligeramente el carácter ácido, y por eso sus disoluciones son algo ácidas.