(FCCMG) Equilíbrio iônico e de solubilidade

Alguém poderia me explicar a resolução dessa questão de forma didática, obrigado. 

A 10mL de solução aquosa de NaOH, de concentração 0,10mol/L, foram adicionados 10mL de solução aquosa de HCl, cujo pH era igual a 2. Com relação as características da solução resultando, todas as proposições estão corretas, EXCETO.

A)[Na+] > [Cl-]

B)[Na+] = 0,1mol/L

C)[H3O+] < 10^-7 mol/L

D)[OH-] = 0,045mol/L

A reação de neutralização da questão é:


1mol de NaOH ------- 1mol de HCl  (proporção)

Antes de misturar as soluções teremos na solução de NaOh

Mols de HCl:


Como o ph da solução de HCl é 2, então a concentração de H+ é 0,01mol/L. Mas no equilíbrio HCL → H+ + Cl- 1 proporção de HCL, para H+ é de 1:1, então a concentração de HCl também será 0,01mol/L, por isso que no cálculo do número de mols acima, eu usei o 0,01mol/L.

Agora, se 1mol de NaOh neutraliza 1mol de HCl, então 0,0001 mol de Hcl será neutralizado com 0,0001mol de Naoh, logo haverá excesso de 0,009 mol de Naoh após a neutralização, então a concentração de OH- será:
.

A) e B) Por haver excesso de Naoh na solução final, então haverá mais íons Na+ do que Cl-, assim: Na+>Cl-. E a concentração dos íons Na+ também será 0,45mol/L.

c) a concentração de H+ na solução final será menor do que 10-7 devido a neutralização, daí: