Solubilità di BaSO4 in soluzione avente una H3O+ pari a 2

Salve a tutti. Ho un problema che non riesco a capire come risolvere.. Viene chiesto di calcolare la solubilità in moli/litro di BaSO4 in una soluzione avente una [H3O+] pari a 2. Ora, gli equilibri da considerare (almeno a me pare così) sono:
BaSO4(s)-->Ba2+(aq) + SO4--(aq)
SO4--(aq) + H2O (l) --> HSO4- (aq) + OH- (aq)
H3O+ (aq) + OH- (aq) --> 2H2O
Secondo il principio di Le Chatelier, il fatto che vi sia una certa concentrazione molare di H3O+ dovrebbe spostare il secondo equlibrio verso destra, perchè viene consumato ione OH-. Mi viene però un dubbio: non potrebbe instaurarsi anche un equilibrio del tipo
SO4-- (aq) + H3O+(aq) --> HSO4- + H2O
La domanda è: quale dei due equilibri (relativi alle specie solfato) devo considerare? E quale procedimento dovrei adottare? Grazie per eventuali risposte

SO4--(aq) + H2O (l) --> HSO4- (aq) + OH- (aq)
e
SO4-- (aq) + H3O+(aq) --> HSO4- + H2O
sono le due facce della stessa medaglia poichè le loro Keq sono legate indissolubilmente:
K1 = [HSO4-]*[OH-]/[SO4--]

K2 = [HSO4-]/[SO4--]*[H3O+]

ma Kw = [H3O+]*[OH-] => [H3O+] = Kw / [OH-]

=> K2 = [OH-]*[HSO4-]/[SO4--]*Kw = K1/Kw

quindi puoi considerare o l'uno o l'altro equilibrio, ma non entrambi: avresti una ridondanza equazioni!

Grazie mille lachimica per la delucidazione. Forse con un pò più di riflessione ci sarei arrivato (eh grazie, dopo aver la soluzione ci sentiamo baldanzosi ).