Primeiramente, iremos calcular a quantidade em número de mols do ácido e da base: $\rightarrow \ce{HC\ell}:$ $n_{\ce{HC\ell}} = M \cdot V = 1 \cdot 100 \cdot 10^{-3} = 0,1 \ mols \Rightarrow n_{\ce{HC\ell}} = 0,1 \ mols$ $\rightarrow \ce{NaOH}:$ $n_{\ce{NaOH}} = M \cdot V = 0,75 \cdot 400 \cdot 10^{-3} = 0,3 \ mols \Rightarrow n_{\ce{NaOH}} = 0,3 \ mols$ A reação que ocorre é: $$\ce{HC\ell + NaOH \rightarrow H_2O + NaC\ell}$$Ou seja, uma reação de neutralização. Isso significa que o produto dessa reação não afeta o $pH$ do meio. Analisando a estequiometria, o $\ce{NaOH}$ está em excesso e apenas $0,1 \ mols$ desta base reagirá. O restante, $0,2 \ mols$ será o responsável por basificar a solução. Lembrando que o volume total da solução é $100 + 400 = 500 \ mL$: Calculando a concentração final da base: $$M_{\ce{OH^-}} = \dfrac{n}{V} = \dfrac{0,2}{500 \cdot 10^-3} = 0,4 \ M$$ Assim, $$pOH = -\log{(0,4)} = -(\log 4 - \log{(10)}) = 1 - 0,6 = 0,4$$ Sabemos também que $pH + pOH = 14$, portanto: $$pH = 13,6 \Rightarrow Letra \ A$$