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解答：解：A．pH=12 Ba（OH）₂中c（OH^-）=0.01moL/L，pH=14 NaOH溶液中c（OH^-）=1moL/L，混合后的c（OH^-）=

0.01V+1V

2V

，介于0.1～1之間，則13＜pH＜14，故A正確；
B．常溫時，0.1 mol?L^-1HA溶液的pH＞1，說明HA沒有完全電離，應為弱酸，0.1 mol?L^-1BOH溶液中

c(OH-)

c(H+)

=1×1012，c（OH^-）=0.1mol/L，BOH完全電離，為強堿，二者等體積混合生成BA，為強堿弱酸鹽，溶液呈堿性，但A^-水解程度較小，應存在c（A^-）＞c（OH^-），故B錯誤；
C．過量SO₂通入到Ba（NO₃）₂溶液中，Ba（NO₃）₂完全反應，應滿足n（Ba²⁺）：n（NO₃^-）=1：2，離子方程式為3SO₂+2NO₃^-+Ba²⁺+2H₂O=BaSO₄↓+2NO↑+4H₊+SO₄^2-，故C錯誤；
D．NH₄Cl為強酸弱堿鹽，促進水的電離，而醋酸和鹽酸抑制水的電離，pH相等，則想、醋酸和鹽酸對水的抑制程度相等，應為①＞②=③，故D錯誤．
故選A．

點評：本題側重于酸堿混合的定性判斷和離子濃度的大小比較，注意把握鹽類水解的特點以及影響弱電解質電離的因素，題目難度中等．