Solução Tampão

Com o objetivo de preparar uma solução tampão, um estudante misturou 600 mL de uma solução de NH3 0,30 mol/L com 400 mL de solução de NH4Cl 0,15 mol/L. 
[a] Qual o pH deste tampão, considerando que o volume final seja de 1000mL?
[b] Qual será o novo pH após a adição de 0,080 mol de ácido clorídrico ao tampão do item anterior, considerando-se que o volume permaneceu igual a 1000 mL? Dados: Kb do NH3 = 1,8 x 10 5 ; Kw = 1,0 x 10 14 ; log 5,4 = 0,73; log 1,28 = 0,11

O tampão rola porque tenho as espécies NH4+ e NH4OH (NH3 aquoso é o mesmo que isso) presentes e a base é horrorosa pra ionizar, então basicamente as concentrações iniciais são as do equilíbrio:
Vale: 600 . 0.3 = 1000 [NH3] => [NH3] = 0.18 mol/L.
400 . 0.15 = 1000 [NH4+] => [NH4+] = 0.06 mol/L.
NH4+ + H2O <=> NH4OH + H+, kh = kw/kb = 10^-14/(1.8 . 10^-5) = 1/1.8 . 10^-9
0.06      -----          0.18        x
=> 0.18x/0.06 = 3x = kh => x = 1/5.4 . 10^-9 => pH = -log(10^-9/5.4) = -log(10^-9) + log(5.4) = 9 + 0.73 = 9.73

Daí você vai lá e taca 0.08 mols de HCl. Nota que eu tenho 10^-10 mol/L e DO NADA fico com 0.08 mol/L (V = 1000mL), claro que parece [H+] = 0.08, e o equilíbrio vai à esquerda:
    NH4+ + H2O <=> NH4OH  +  H+,    kh 
0.06 + x   ------        0.18 - x   0.08-x
(0.18 - x)(0.08 - x)/(0.06 + x) = kh. Nota que Kh é minúsculo, então o numerador dessa fração tem fator quase nulo. Segue que 0.08 é quase 0 -> x ≅ 0.08: (0.18 - 0.08)[H+]/(0.06 + 0.08) = 0.10[H+]/0.14 = kh = 1/1.8 . 10^-9
[H+]/1.4 = 1/1.8 . 10^-9 => [H+] = 14/18 . 10^-9 = 7/9 . 10^-9 = 1/(9/7) . 10^-9 ≅ 1/1.28 . 10^-9
=> pH ≅ 9 + log(1.28) = 9.11