$• \ \text{Afirmativas I e II:}$ Ao se adicionar mais solvente estamos diluindo mais ainda a solução, assim, com conhecimento dos princípios de Le Chatelier, o sistema tende a repor a concentração perdida, isto é, o ácido se dissocia mais, fornecendo maior número de íons a solução. Por isso, até ácidos fracos conseguem dissociar próximo do $100\%$ em concentrações extremamente baixas. $• \ \text{Afirmativas III e IV:}$ A explicação anterior talvez faça você pensar que a condutividade aumente, mas na verdade diminui, pois a condutividade varia conforme a concentração de íons dissolvidos, e esta claramente diminui, pois o volume dobrou. Atente que, podemos justificar isso a partir de um "extremismo", pense que o ácido ,no momento inicial, antes de se adicionar o volume de água destilada, não dissocie quase nada, esteja completamente dissolvido, mas não dissociado. Nessa perspectiva, imagine que após adicionar a água destilada o ácido magicamente dissocie completamente, este é o melhor cenário, nele, estamos dobrando o número de mols de soluto dissolvido. Indubitavelmente, nesse "melhor dos casos", a concentração nem aumenta, nem diminui, pois dobramos o volume da solução, e dobramos os mols de soluto dissolvido. Todavia, o ácido acético é um ácido fraco, ele não se dissocia $100\%$ a concentrações e temperaturas padrões, apenas em concentrações baixíssimas, o que não é o caso! Em suma, a solução não irá aumentar a condutividade, pois os íons repostos são poucos em relação ao volume adicionado. $• \ \text{Afirmativas V e VI:}$ Como dito anteriormente, a relação entre os novos íons dissociados com o volume adicionado não é suficiente para aumentar a concentração. Dessa forma, sabemos que o número de íons por $cm^3$ obviamente será menor. \begin{matrix} \text{Corretas:} & \color{royalblue}{\text{II , III e V}} \end{matrix}\begin{matrix} Letra \ (D) \end{matrix}