stainafj.ac.id

• by admin
• 0
• Posted on Juli 8, 2025Juli 13, 2025

Contoh soal kimia kelas 10 semester 2

Mendalami Kimia Kelas 10 Semester 2: Kumpulan Contoh Soal dan Pembahasan Lengkap

Kimia seringkali dianggap sebagai mata pelajaran yang menantang, namun sebenarnya sangat menarik dan relevan dengan kehidupan sehari-hari kita. Memasuki semester 2 di kelas 10, materi kimia akan semakin mendalam dan menuntut pemahaman konsep yang kuat. Semester ini biasanya mencakup topik-topik fundamental seperti Ikatan Kimia, Stoikiometri Lanjutan, Asam Basa, dan Reaksi Redoks.

Artikel ini dirancang untuk membantu Anda menguasai materi kimia kelas 10 semester 2 melalui kumpulan contoh soal yang representatif dan pembahasannya yang detail. Tujuannya bukan hanya memberikan jawaban, tetapi juga memandu Anda melalui langkah-langkah pemikiran logis yang diperlukan untuk menyelesaikan setiap masalah.

Pendahuluan

Kimia di kelas 10 semester 2 adalah fondasi penting untuk studi kimia di tingkat yang lebih tinggi. Anda akan belajar bagaimana atom-atom berinteraksi membentuk molekul, bagaimana menghitung jumlah zat dalam reaksi, sifat-sifat larutan asam dan basa, serta konsep dasar tentang transfer elektron dalam reaksi. Penguasaan konsep-konsep ini akan sangat membantu Anda dalam menghadapi ujian dan memahami fenomena kimia di sekitar kita.

Mari kita selami satu per satu topik utama beserta contoh soalnya.

I. Ikatan Kimia dan Bentuk Molekul

Teori Singkat:
Ikatan kimia adalah gaya tarik-menarik antara atom-atom yang membentuk molekul atau senyawa. Ada dua jenis utama:

1. Ikatan Ionik: Terjadi antara atom logam (cenderung melepas elektron) dan nonlogam (cenderung menerima elektron) melalui serah terima elektron.
2. Ikatan Kovalen: Terjadi antara atom-atom nonlogam melalui penggunaan bersama (sharing) elektron. Ikatan kovalen bisa tunggal, rangkap dua, atau rangkap tiga.
   • Kovalen Polar: Pasangan elektron ikatan tertarik lebih kuat ke salah satu atom karena perbedaan keelektronegatifan yang signifikan, menghasilkan momen dipol.
   • Kovalen Nonpolar: Pasangan elektron ikatan tertarik sama kuat atau hampir sama kuat, atau meskipun ada ikatan polar, bentuk molekul simetris sehingga momen dipol total nol.
     Bentuk Molekul (VSEPR): Teori Domain Elektron (VSEPR – Valence Shell Electron Pair Repulsion) memprediksi bentuk molekul berdasarkan tolakan antar pasangan elektron di kulit valensi atom pusat.

Contoh Soal 1.1: Penentuan Jenis Ikatan dan Sifat Polaritas

Soal: Tentukan jenis ikatan kimia yang terbentuk pada senyawa berikut dan jelaskan polaritasnya:
a. HF (Hidrogen Fluorida)
b. CCl₄ (Karbon Tetraklorida)
c. KBr (Kalium Bromida)

Pembahasan:

a. HF (Hidrogen Fluorida)

• Identifikasi Unsur: H (nonlogam, Gol. IA) dan F (nonlogam, Gol. VIIA).
• Perbedaan Keelektronegatifan: F memiliki keelektronegatifan sangat tinggi (sekitar 3.98), sedangkan H memiliki keelektronegatifan sedang (sekitar 2.20). Perbedaan = 3.98 – 2.20 = 1.78.
• Jenis Ikatan: Karena kedua unsur nonlogam dan perbedaan keelektronegatifannya cukup besar (> 0.4), ikatan yang terbentuk adalah ikatan kovalen polar.
• Polaritas Molekul: Bentuk molekul HF adalah linier. Karena ada perbedaan keelektronegatifan yang besar dan molekul tidak simetris dalam distribusi muatan (elektron lebih tertarik ke F), molekul HF bersifat polar.

b. CCl₄ (Karbon Tetraklorida)

• Identifikasi Unsur: C (nonlogam, Gol. IVA) dan Cl (nonlogam, Gol. VIIA).
• Perbedaan Keelektronegatifan: C memiliki keelektronegatifan sekitar 2.55 dan Cl sekitar 3.16. Perbedaan = 3.16 – 2.55 = 0.61.
• Jenis Ikatan: Karena kedua unsur nonlogam dan perbedaan keelektronegatifannya cukup besar, ikatan C-Cl adalah ikatan kovalen polar.
• Polaritas Molekul: Untuk menentukan polaritas molekul, kita perlu melihat bentuk molekulnya. Atom C sebagai atom pusat mengikat 4 atom Cl. Bentuk molekul CCl₄ adalah tetrahedral (AX₄). Meskipun setiap ikatan C-Cl bersifat polar, momen dipol dari keempat ikatan tersebut saling meniadakan karena bentuknya yang simetris. Oleh karena itu, molekul CCl₄ bersifat nonpolar.

c. KBr (Kalium Bromida)

• Identifikasi Unsur: K (logam, Gol. IA) dan Br (nonlogam, Gol. VIIA).
• Jenis Ikatan: K adalah logam yang cenderung melepas elektron, sedangkan Br adalah nonlogam yang cenderung menerima elektron. Terjadi serah terima elektron dari K ke Br, membentuk ion K⁺ dan Br⁻. Gaya tarik-menarik elektrostatik antara ion-ion ini membentuk ikatan ionik.
• Polaritas Molekul: Senyawa ionik umumnya dianggap sangat polar karena adanya pemisahan muatan penuh (ion positif dan negatif).

Contoh Soal 1.2: Prediksi Bentuk Molekul

Soal: Prediksikan bentuk molekul dan sifat polaritas dari NH₃ (Amonia) dan CO₂ (Karbon Dioksida).

Pembahasan:

a. NH₃ (Amonia)

• Langkah 1: Gambar Struktur Lewis.
  • Atom pusat: N (Gol. VA, 5 elektron valensi).
  • Atom terikat: 3 atom H (Gol. IA, masing-masing 1 elektron valensi).
  • Total elektron valensi = 5 (N) + 3 × 1 (H) = 8 elektron.
  • N membentuk 3 ikatan tunggal dengan 3 atom H, menggunakan 6 elektron.
  • Sisa elektron = 8 – 6 = 2 elektron.
  • 2 elektron ini membentuk 1 pasangan elektron bebas (PEB) pada atom N.
• Langkah 2: Tentukan Jumlah Pasangan Elektron.
  • Pasangan elektron ikatan (PEI) = 3 (N-H).
  • Pasangan elektron bebas (PEB) = 1.
  • Total domain elektron = PEI + PEB = 3 + 1 = 4.
• Langkah 3: Prediksi Bentuk Molekul (VSEPR).
  • Dengan 3 PEI dan 1 PEB (notasi AX₃E₁), bentuk dasar domain elektron adalah tetrahedral, namun karena ada PEB yang menekan PEI, bentuk molekulnya adalah piramida trigonal.
• Langkah 4: Tentukan Polaritas Molekul.
  • Setiap ikatan N-H bersifat polar karena perbedaan keelektronegatifan (N lebih elektronegatif dari H).
  • Adanya 1 PEB pada atom N membuat distribusi muatan tidak simetris (ada "kutub" negatif di sisi N dengan PEB).
  • Momen dipol ikatan tidak saling meniadakan.
  • Oleh karena itu, molekul NH₃ bersifat polar.

b. CO₂ (Karbon Dioksida)

• Langkah 1: Gambar Struktur Lewis.
  • Atom pusat: C (Gol. IVA, 4 elektron valensi).
  • Atom terikat: 2 atom O (Gol. VIA, masing-masing 6 elektron valensi).
  • Total elektron valensi = 4 (C) + 2 × 6 (O) = 16 elektron.
  • C membentuk ikatan rangkap dua dengan masing-masing O, menggunakan 8 elektron (2 ikatan rangkap × 4 elektron/ikatan).
  • Sisa elektron = 16 – 8 = 8 elektron.
  • Masing-masing atom O mendapatkan 2 pasangan elektron bebas (4 elektron).
• Langkah 2: Tentukan Jumlah Pasangan Elektron.
  • Pasangan elektron ikatan (PEI) = 2 (dua ikatan rangkap dua dihitung sebagai 2 domain).
  • Pasangan elektron bebas (PEB) pada atom pusat = 0.
  • Total domain elektron = PEI + PEB = 2 + 0 = 2.
• Langkah 3: Prediksi Bentuk Molekul (VSEPR).
  • Dengan 2 PEI dan 0 PEB (notasi AX₂), bentuk molekulnya adalah linier.
• Langkah 4: Tentukan Polaritas Molekul.
  • Setiap ikatan C=O bersifat polar karena perbedaan keelektronegatifan (O lebih elektronegatif dari C).
  • Namun, karena bentuk molekul CO₂ adalah linier dan simetris, momen dipol dari kedua ikatan C=O saling meniadakan.
  • Oleh karena itu, molekul CO₂ bersifat nonpolar.

II. Stoikiometri Lanjutan

Teori Singkat:
Stoikiometri adalah studi kuantitatif tentang reaktan dan produk dalam reaksi kimia.

• Mol: Satuan jumlah zat (1 mol = 6.02 x 10²³ partikel).
• Massa Molar (Mr/Ar): Massa 1 mol zat (gram/mol).
• Volume Molar Gas: Volume 1 mol gas pada kondisi tertentu (STP = 22.4 L/mol).
• Pereaksi Pembatas: Reaktan yang habis duluan dan menentukan jumlah produk yang terbentuk.
• Rumus Empiris & Rumus Molekul: Rumus empiris menunjukkan perbandingan atom paling sederhana, sedangkan rumus molekul menunjukkan jumlah atom sebenarnya.
• Rendemen Reaksi: Perbandingan antara massa produk yang diperoleh secara eksperimen (aktual) dengan massa produk yang seharusnya terbentuk secara teoritis, dinyatakan dalam persen.

Contoh Soal 2.1: Pereaksi Pembatas dan Hasil Reaksi

Soal: Gas hidrogen (H₂) bereaksi dengan gas nitrogen (N₂) membentuk amonia (NH₃) sesuai persamaan reaksi:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
Jika direaksikan 14 gram gas N₂ dengan 6 gram gas H₂, tentukan:
a. Pereaksi pembatas.
b. Massa NH₃ yang terbentuk.

(Ar N = 14, H = 1)

Pembahasan:

Langkah 1: Hitung mol masing-masing reaktan.

• Mr N₂ = 2 × 14 = 28 g/mol
• Mol N₂ = Massa / Mr = 14 g / 28 g/mol = 0.5 mol
• Mr H₂ = 2 × 1 = 2 g/mol
• Mol H₂ = Massa / Mr = 6 g / 2 g/mol = 3 mol

Langkah 2: Tentukan pereaksi pembatas.

• Bagi mol masing-masing reaktan dengan koefisien stoikiometrinya dalam persamaan reaksi setara.
• Untuk N₂: 0.5 mol / 1 = 0.5
• Untuk H₂: 3 mol / 3 = 1
• Nilai terkecil menunjukkan pereaksi pembatas. Dalam kasus ini, N₂ adalah pereaksi pembatas (0.5 < 1).

Langkah 3: Hitung mol NH₃ yang terbentuk berdasarkan pereaksi pembatas.

• Dari persamaan reaksi: 1 mol N₂ menghasilkan 2 mol NH₃.
• Jika N₂ yang bereaksi adalah 0.5 mol, maka mol NH₃ yang terbentuk = (Koefisien NH₃ / Koefisien N₂) × Mol N₂
  = (2 / 1) × 0.5 mol = 1 mol NH₃.

Langkah 4: Hitung massa NH₃ yang terbentuk.

• Mr NH₃ = 14 (N) + 3 × 1 (H) = 17 g/mol
• Massa NH₃ = Mol × Mr = 1 mol × 17 g/mol = 17 gram.

Kesimpulan:
a. Pereaksi pembatas adalah N₂.
b. Massa NH₃ yang terbentuk adalah 17 gram.

Contoh Soal 2.2: Penentuan Rumus Empiris dan Rumus Molekul

Soal: Suatu senyawa organik tersusun dari 40% karbon, 6.67% hidrogen, dan sisanya oksigen. Jika massa molar senyawa tersebut adalah 180 g/mol, tentukan rumus empiris dan rumus molekul senyawa tersebut.
(Ar C = 12, H = 1, O = 16)

Pembahasan:

Langkah 1: Tentukan persentase massa oksigen.

• % O = 100% – % C – % H
  = 100% – 40% – 6.67% = 53.33%

Langkah 2: Anggap massa total 100 gram, lalu ubah persentase menjadi massa (gram).

• Massa C = 40 gram
• Massa H = 6.67 gram
• Massa O = 53.33 gram

Langkah 3: Ubah massa menjadi mol masing-masing unsur.

• Mol C = 40 g / 12 g/mol = 3.33 mol
• Mol H = 6.67 g / 1 g/mol = 6.67 mol
• Mol O = 53.33 g / 16 g/mol = 3.33 mol

Langkah 4: Tentukan perbandingan mol paling sederhana (rumus empiris).

• Bagi semua mol dengan nilai mol terkecil (3.33 mol).
• C: 3.33 / 3.33 = 1
• H: 6.67 / 3.33 ≈ 2
• O: 3.33 / 3.33 = 1
• Perbandingan mol C:H:O = 1:2:1.
• Rumus Empiris = CH₂O

Langkah 5: Tentukan rumus molekul.

• Hitung massa molar rumus empiris (Mr CH₂O) = 12 + (2 × 1) + 16 = 30 g/mol.
• Rumus molekul = (Rumus Empiris)n
• Massa molar senyawa = n × (Massa molar rumus empiris)
• 180 g/mol = n × 30 g/mol
• n = 180 / 30 = 6
• Rumus Molekul = (CH₂O)₆ = C₆H₁₂O₆

III. Asam Basa

Teori Singkat:

• Arrhenius: Asam menghasilkan H⁺ dalam air, basa menghasilkan OH⁻ dalam air.
• Bronsted-Lowry: Asam adalah donor proton (H⁺), basa adalah akseptor proton (H⁺). Konsep pasangan asam-basa konjugasi.
• pH dan pOH: Skala untuk mengukur keasaman atau kebasaan suatu larutan.
  • pH = -log [H⁺]
  • pOH = -log [OH⁻]
  • pH + pOH = 14 (pada 25°C)
• Asam/Basa Kuat: Terionisasi sempurna dalam air.
• Asam/Basa Lemah: Terionisasi sebagian dalam air, memiliki konstanta kesetimbangan (Ka untuk asam, Kb untuk basa).

Contoh Soal 3.1: Menghitung pH Larutan Asam Kuat dan Basa Kuat

Soal: Hitunglah pH larutan berikut:
a. Larutan HCl 0.01 M
b. Larutan Ca(OH)₂ 0.005 M

Pembahasan:

a. Larutan HCl 0.01 M

• Identifikasi: HCl adalah asam kuat, terionisasi sempurna: HCl(aq) → H⁺(aq) + Cl⁻(aq).
• Konsentrasi [H⁺]: Karena HCl terionisasi sempurna dan koefisien H⁺ adalah 1, maka [H⁺] = Konsentrasi HCl = 0.01 M = 10⁻² M.
• Hitung pH: pH = -log [H⁺] = -log (10⁻²) = 2.

b. Larutan Ca(OH)₂ 0.005 M

• Identifikasi: Ca(OH)₂ adalah basa kuat, terionisasi sempurna: Ca(OH)₂(aq) → Ca²⁺(aq) + 2OH⁻(aq).
• Konsentrasi [OH⁻]: Karena Ca(OH)₂ terionisasi sempurna dan setiap molekul menghasilkan 2 ion OH⁻, maka [OH⁻] = 2 × Konsentrasi Ca(OH)₂ = 2 × 0.005 M = 0.01 M = 10⁻² M.
• Hitung pOH: pOH = -log [OH⁻] = -log (10⁻²) = 2.
• Hitung pH: pH + pOH = 14 → pH = 14 – pOH = 14 – 2 = 12.

Contoh Soal 3.2: Pasangan Asam-Basa Konjugasi (Bronsted-Lowry)

Soal: Tentukan pasangan asam-basa konjugasi dalam reaksi berikut:
HS⁻(aq) + H₂O(l) ⇌ H₂S(aq) + OH⁻(aq)

Pembahasan:

Langkah 1: Identifikasi zat yang mendonorkan proton (asam) dan menerima proton (basa).

• Dari HS⁻ menjadi H₂S: HS⁻ menerima satu proton (H⁺) dari H₂O. Jadi, HS⁻ bertindak sebagai basa.
• Dari H₂O menjadi OH⁻: H₂O kehilangan satu proton (H⁺) dan berubah menjadi OH⁻. Jadi, H₂O bertindak sebagai asam.

Langkah 2: Tentukan pasangan konjugasinya.

• Jika HS⁻ adalah basa, maka produk yang terbentuk setelah menerima proton adalah asam konjugasinya. Jadi, H₂S adalah asam konjugasi dari HS⁻. (Pasangan: HS⁻ / H₂S)
• Jika H₂O adalah asam, maka produk yang terbentuk setelah mendonorkan proton adalah basa konjugasinya. Jadi, OH⁻ adalah basa konjugasi dari H₂O. (Pasangan: H₂O / OH⁻)

Kesimpulan:
Pasangan asam-basa konjugasi dalam reaksi ini adalah:

1. HS⁻ (basa) dan H₂S (asam konjugasi)
2. H₂O (asam) dan OH⁻ (basa konjugasi)

IV. Reaksi Redoks (Oksidasi-Reduksi)

Teori Singkat:

• Oksidasi: Pelepasan elektron, peningkatan bilangan oksidasi (biloks).
• Reduksi: Penangkapan elektron, penurunan bilangan oksidasi (biloks).
• Oksidator: Zat yang mengalami reduksi (menyebabkan zat lain teroksidasi).
• Reduktor: Zat yang mengalami oksidasi (menyebabkan zat lain tereduksi).
• Bilangan Oksidasi (Biloks): Angka yang menunjukkan muatan relatif suatu atom dalam senyawa atau ion, jika elektron diasumsikan sepenuhnya ditransfer.

Aturan Penentuan Biloks Penting:

1. Unsur bebas (H₂, O₂, Na, Fe) = 0.
2. Ion monoatomik (Na⁺, Cl⁻) = muatan ionnya.
3. H dalam senyawa = +1 (kecuali hidrida logam, misal NaH = -1).
4. O dalam senyawa = -2 (kecuali peroksida H₂O₂ = -1, superoksida KO₂ = -1/2, OF₂ = +2).
5. Logam Golongan IA = +1, Golongan IIA = +2.
6. Jumlah biloks dalam senyawa netral = 0.
7. Jumlah biloks dalam ion poliatomik = muatan ionnya.

Contoh Soal 4.1: Menentukan Bilangan Oksidasi

Soal: Tentukan bilangan oksidasi (biloks) atom yang digarisbawahi dalam senyawa/ion berikut:
a. K₂Cr₂O₇
b. MnO₄⁻
c. H₂SO₄

Pembahasan:

a. K₂Cr₂O₇

• Senyawa netral, total biloks = 0.
• K (Gol. IA) = +1
• O = -2
• 2 × Biloks K + 2 × Biloks Cr + 7 × Biloks O = 0
• 2 × (+1) + 2 × Biloks Cr + 7 × (-2) = 0
• 2 + 2 × Biloks Cr – 14 = 0
• 2 × Biloks Cr = 12
• Biloks Cr = +6

b. MnO₄⁻

• Ion poliatomik, total biloks = muatan ion = -1.
• O = -2
• Biloks Mn + 4 × Biloks O = -1
• Biloks Mn + 4 × (-2) = -1
• Biloks Mn – 8 = -1
• Biloks Mn = -1 + 8 = +7

c. H₂SO₄

• Senyawa netral, total biloks = 0.
• H = +1
• O = -2
• 2 × Biloks H + Biloks S + 4 × Biloks O = 0
• 2 × (+1) + Biloks S + 4 × (-2) = 0
• 2 + Biloks S – 8 = 0
• Biloks S – 6 = 0
• Biloks S = +6

Contoh Soal 4.2: Mengidentifikasi Reaksi Redoks

Soal: Tentukan apakah reaksi berikut merupakan reaksi redoks atau bukan. Jika ya, tunjukkan zat yang mengalami oksidasi, reduksi, oksidator, dan reduktor.
Zn(s) + CuSO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + Cu(s)

Pembahasan:

Langkah 1: Tentukan biloks setiap atom pada reaktan dan produk.

• Reaktan:

  • Zn(s): Unsur bebas, Biloks Zn = 0.
  • CuSO₄(aq):
    • SO₄²⁻ adalah ion poliatomik. Biloks O = -2, sehingga Biloks S dalam SO₄²⁻ = +6.
    • Karena SO₄²⁻ memiliki muatan -2, maka Cu harus memiliki muatan +2 agar senyawa netral. Biloks Cu = +2.
    • (Cara lain: Cu²⁺ dan SO₄²⁻)

• Produk:

  • ZnSO₄(aq):
    • Sama seperti di atas, SO₄²⁻ (Biloks S = +6, Biloks O = -2).
    • Untuk menetralkan SO₄²⁻, Zn harus memiliki muatan +2. Biloks Zn = +2.
  • Cu(s): Unsur bebas, Biloks Cu = 0.

Langkah 2: Bandingkan biloks atom yang sama di reaktan dan produk.

• Zn: Dari 0 (di Zn) menjadi +2 (di ZnSO₄). Terjadi peningkatan biloks.
• Cu: Dari +2 (di CuSO₄) menjadi 0 (di Cu). Terjadi penurunan biloks.
• S: Tetap +6.
• O: Tetap -2.

Langkah 3: Simpulkan.

• Karena ada atom yang mengalami peningkatan biloks (Zn) dan atom yang mengalami penurunan biloks (Cu), maka reaksi ini adalah reaksi redoks.
• Oksidasi: Zn mengalami oksidasi (biloks naik dari 0 menjadi +2).
• Reduksi: Cu (dalam CuSO₄) mengalami reduksi (biloks turun dari +2 menjadi 0).
• Reduktor: Zat yang mengalami oksidasi, yaitu Zn.
• Oksidator: Zat yang mengalami reduksi, yaitu CuSO₄ (atau ion Cu²⁺ di dalamnya).

Tips Belajar Kimia Kelas 10 Semester 2

1. Pahami Konsep Dasar: Jangan hanya menghafal rumus. Pastikan Anda mengerti mengapa suatu fenomena terjadi. Misalnya, mengapa ikatan kovalen polar bisa menghasilkan molekul nonpolar? Itu terkait simetri.
2. Latihan Soal Secara Teratur: Kunci penguasaan kimia adalah latihan. Semakin banyak jenis soal yang Anda kerjakan, semakin Anda terbiasa dengan berbagai vari