A 100ml di idrossido di bario 0.02M si aggiungono 100ml di ammoniaca 0.05M

Ciao a tutti. Ho questo esercizio da proporvi:

A 100ml di idrossido di bario 0.02M si aggiungono 100ml di ammoniaca 0.05M. Che pH avrà la soluzione risultante e quale sarà la concentrazione di ammonio? kb= 1.8x10^-5

n Ba(OH)2 = 2x10^-3

n NH3 = 5x10^-3

Ba(OH)2 --> Ba^2+ + 2OH-

 2x10^-3               /             /

    /                2x10^-3      2x10^-3 x 2= 4x10^-3

NH3 + H2O <=> NH4^+ + OH-

5x10^-3                       /            2x10^-3

5x10^-3-x                    x           2x10^-3-x

kb= x(2x10^-3)/5x10^-3 --> x = 4.5x10^-5 = n NH4^+

[NH4^+]= 4.5x10^-5/0.2= 2.25x10^-4 mol/L

n OH- totale= 2x10^-3 + 4x10^-3= 6x10^-3 mol

pOH= -log(6x10^-3)= 2.22    pH= 14-2.22= 11,78

Non so se ho svolto correttamente l'esercizio.

Grazie anticipatamente 

La tua risoluzione è sbagliata perché si tratta di un equilibrio multiplo in cui la base forte Ba(OH)2 retrocede l'equilibrio di dissociazione della base debole NH3.