Для определения pH слабого электролита в первой стадии диссоциации, используем уравнение диссоциации кислоты:

HCN ⇌ H^+ + CN^-

Поскольку константа диссоциации дана для первой стадии диссоциации, можно сказать, что [H^+] = [CN^-] = x, так как вещество HCN диссоциирует на один моль ионов H^+ и CN^-.

Из уравнения диссоциации составляем уравнение на равновесие:

K_a = [H^+][CN^-]/[HCN]
7.910^-10 = xx / (0.035 - x)

Поскольку концентрация HCN в начальном растворе мала по сравнению с концентрацией после диссоциации, можно пренебречь изменением концентрации HCN (0.035 - x ≈ 0.035).

Тогда уравнение на равновесие примет вид:

7.9*10^-10 = x^2 / 0.035

Решив это уравнение, получим концентрацию иона H^+ (так как [H^+] = [CN^-]).

x ≈ 5.315*10^-6

Теперь можем рассчитать pH по формуле:

pH = -log[H^+]
pH = -log(5.315*10^-6)
pH ≈ 5.274

Таким образом, pH раствора HCN концентрацией 0.035 моль/л равен примерно 5.274.