A priori, deve-se ter conhecimento das duas reações de dissociação: \begin{matrix} \ce{HCl &\leftrightharpoons& H^+ + Cl^- &&,&& NaOH &\leftrightharpoons& Na^+ + OH^-} \end{matrix}Repara que, em ambos os casos a razão estequiométrica é: $(1:1:1)$ , assim, a partir das concentrações do enunciado, pode-se encontrar o numero de mols de cada íon, veja: \begin{matrix} n_{\ce{(HCL)}} = n_{\ce{(H^+)}} = {{\dfrac{\ce{1 \ mol}}{\ce{1000 \ ml}} }} \cdot \ce{100 ml} &\therefore& n_{\ce{(H^+)}} = \ce{0,1 \ mol} \\ \\ n_{\ce{(NaOH)}} = n_{\ce{(OH^-)}} = {{\dfrac{\ce{0,5 \ mol}}{\ce{1000 \ ml}} }} \cdot \ce{100ml} &\therefore& n_{\ce{(OH^-)}} = \ce{0,05 \ mol} \end{matrix}Em suma, iremos misturar esses mols de íons em uma solução com volume final de $\ce{200 \ ml}$, os íons cloro e sódio não irão reagir, todavia, os cátions hidrogênio e a hidroxila irão, formar-se-a água. Nessa perspectiva, toda hidroxila será consumida, restando apenas metade dos mols de cátion hidrogênio do início. Por fim, a concentração desse íon será: \begin{matrix} C_{\ce{H^+}} = {{\dfrac{0,05}{200 \cdot 10^{-3} \ \pu{L}}}} =\ce{ 0,25 \ mol/L} \\ \\ Letra \ (D) \end{matrix}