Estructura atómica y sistema periódico: ejercicios de la PAU de Química de Andalucía resueltos

Planteamiento Los electrones se colocan en los orbitales por orden de energía creciente ($1s$, $2s$, $2p$, $3s$, $3p$…, regla de Madelung), con un máximo de 2 electrones en cada subnivel $s$ y 6 en cada subnivel $p$.

1. Para $Z=11$ hay 11 electrones:

   $Z=11:\ 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1$

2. Para $Z=16$ hay 16 electrones:

   $Z$${}= 16:\ 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^4$

Planteamiento El periodo es el número cuántico principal $n$ más alto de la configuración. El grupo se deduce de los electrones del último nivel: en el bloque $s$, el grupo es el número de electrones $s$; en el bloque $p$, es $10+$ el número de electrones de valencia ($ns+np$).

1. Sodio: el último nivel es $n=3$ y tiene un único electrón de valencia, en un orbital $s$ ($3s^1$).

   $n=3\ \Rightarrow\ \text{periodo }3$$ns^1\ \Rightarrow\ \text{grupo }1$

2. Azufre: el último nivel es $n=3$, con 6 electrones de valencia ($3s^2\,3p^4$) en el bloque $p$.

   $n=3\ \Rightarrow\ \text{periodo }3$$ns^2np^4\ \Rightarrow\ \text{grupo }10+6=16$

Planteamiento Los dos elementos están en el mismo periodo: sus electrones externos están en el mismo nivel ($n=3$). Lo que cambia es la carga nuclear: el azufre tiene 5 protones más, y los electrones que añade, en el mismo nivel, apenas apantallan.

1. Carga nuclear efectiva sobre el electrón más externo (estimada con las reglas de Slater):

   $Z^*(\mathrm{Na},\,3s)\approx 2{,}2$$Z^*(\mathrm{S},\,3p)\approx 5{,}45$

2. A mayor carga nuclear efectiva, los electrones externos están más atraídos y más cerca del núcleo: el radio disminuye de izquierda a derecha en un periodo.

Planteamiento Cada elemento tiende a ganar o perder los electrones necesarios para quedar con la configuración del gas noble más cercano, que es muy estable ($ns^2np^6$).

1. El sodio pierde su único electrón $3s$ (tiene una energía de ionización baja) y queda con la configuración del neón:

   $\mathrm{Na}\ (1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1)$${}\rightarrow \mathrm{Na^+}\ (1s^2\,2s^2\,2p^6)$${}+e^-$

2. Al azufre le faltan 2 electrones para completar el subnivel $3p$; los gana y queda con la configuración del argón:

   $\mathrm{S}\ (\ldots 3s^2\,3p^4)$${}+2\,e^-$${}\rightarrow \mathrm{S^{2-}}\ (\ldots 3s^2\,3p^6)$

Planteamiento Principio de exclusión de Pauli: en un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Un orbital queda fijado por $(n,l,m_l)$, así que solo quedan dos valores posibles de $m_s$.

1. En un orbital $2p$ concreto, por ejemplo el $(2,\ 1,\ 0)$:

   $m_s=+\tfrac{1}{2}$$\text{o}\ \ m_s=-\tfrac{1}{2}\ \Rightarrow\ \text{máximo } 2\ e^-$

Planteamiento Regla de máxima multiplicidad de Hund: los electrones ocupan primero, con espines paralelos, orbitales distintos de la misma energía, y solo después se aparean.

1. Hay 5 orbitales $3d$. Los cinco primeros electrones van uno en cada orbital y el sexto se aparea con uno de ellos:

   $3d^6:\ (\uparrow\downarrow)(\uparrow)(\uparrow)(\uparrow)(\uparrow)$

2. Electrones desapareados:

   $6-2=4$

Planteamiento Para $n=4$, $l$ puede valer 0, 1, 2 o 3, y $m$ ($m_l$) toma los valores de $-l$ a $+l$. Hay que contar los orbitales con $m=-2$ y multiplicar por 2 (dos valores de espín).

1. $m=-2$ solo es posible si $l\geq 2$:

   $l=2\ (4d)$$\text{y}\ \ l=3\ (4f)\ \Rightarrow\ 2\ \text{orbitales}$

2. Cada orbital admite 2 electrones:

   $2\ \text{orbitales}\cdot 2\ e^-=4\ e^-$

Planteamiento Un orbital se describe con $(n,l,m_l)$. Para un orbital $2p$, $n=2$; la letra $p$ corresponde a $l=1$, y $m_l$ puede valer $-1$, $0$ o $+1$.

1. Comprobación de $(2,\ 1,\ 0)$:

   $n=2$$l=1\ (0\le l\le n-1)$$m_l=0\ (-l\le m_l\le l)$

Planteamiento El $\mathrm{Cl^-}$ ($Z=17$) tiene $17+1=18$ electrones y el $\mathrm{K^+}$ ($Z=19$), $19-1=18$: son isoelectrónicos, los dos con la configuración $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6$. Entre especies isoelectrónicas, el radio lo decide la carga nuclear.

1. Mismos electrones en los mismos orbitales, pero el núcleo del $\mathrm{K^+}$ tiene 2 protones más:

   $Z(\mathrm{K^+})=19>Z(\mathrm{Cl^-})=17$

2. Carga nuclear efectiva sobre los electrones $3p$ (reglas de Slater; el apantallamiento es el mismo, $11{,}25$):

   $Z^*(\mathrm{Cl^-})\approx 17-11{,}25=5{,}75$$Z^*(\mathrm{K^+})\approx 19-11{,}25=7{,}75$

3. El núcleo del $\mathrm{K^+}$ atrae con más fuerza la misma nube electrónica y la contrae.

Planteamiento La energía de ionización es la energía necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso. En un periodo aumenta, en general, de izquierda a derecha, porque crece la carga nuclear efectiva y disminuye el radio.

1. Periodo 3: $\mathrm{Na}$, $\mathrm{Mg}$, $\mathrm{Al}$, $\mathrm{Si}$, $\mathrm{P}$, $\mathrm{S}$, $\mathrm{Cl}$, $\mathrm{Ar}$. El primero es el sodio, que al ionizarse queda con la configuración del neón:

   $\mathrm{Na}:\ [\mathrm{Ne}]\,3s^1$${}\rightarrow \mathrm{Na^+}:\ [\mathrm{Ne}]+e^-$

2. Su electrón $3s$ es el que siente la menor carga nuclear efectiva del periodo ($Z^*\approx 2{,}2$) y el que está más lejos del núcleo.

Planteamiento El berilio y el calcio están en el mismo grupo (2, alcalinotérreos): los dos pierden primero un electrón $ns$. En un grupo, la energía de ionización disminuye al bajar.

1. Electrón que se arranca en cada caso:

   $\mathrm{Be}:\ 1s^2\,2s^2\ (n=2)$$\mathrm{Ca}:\ [\mathrm{Ar}]\,4s^2\ (n=4)$

2. El electrón $4s$ del calcio está en un nivel más alejado del núcleo y más apantallado por las capas internas: el núcleo lo atrae menos y cuesta menos arrancarlo.

Planteamiento Cada energía de ionización arranca un electrón más. El litio ($Z=3$, $1s^2\,2s^1$) solo tiene tres.

1. Las tres ionizaciones posibles:

   $\mathrm{Li}\rightarrow\mathrm{Li^+}\rightarrow\mathrm{Li^{2+}}\rightarrow\mathrm{Li^{3+}}$

2. Tras la tercera, el $\mathrm{Li^{3+}}$ es solo el núcleo, sin electrones: no queda ninguno que arrancar.

Planteamiento El carácter metálico disminuye al subir en un grupo: los electrones de valencia están más cerca del núcleo, más atraídos, y el átomo los cede peor. El elemento del grupo 14 con menor carácter metálico es el primero del grupo, el carbono.

1. El grupo 14 empieza en el segundo periodo con el carbono, cuyo número atómico es

   $Z=6$

2. Sus 6 electrones se colocan en orden de energía creciente de los orbitales:

   $\mathrm{C}:\ 1s^2\,2s^2\,2p^2$

Planteamiento En un periodo todos los elementos tienen el mismo número de capas, pero la carga nuclear efectiva aumenta hacia la derecha y contrae la nube electrónica. El mayor radio del tercer periodo es, por tanto, el del primer elemento: el sodio, del grupo 1.

1. El tercer periodo empieza en el sodio, cuyo número atómico es

   $Z=11$

2. Sus 11 electrones llenan las dos primeras capas y dejan uno en la tercera:

   $\mathrm{Na}:\ 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1$

Planteamiento En el cuarto periodo se llena primero el orbital $4s$ (potasio y calcio) y después empiezan los orbitales $3d$. El primer elemento de transición, el escandio, es el único con un solo electrón $d$.

1. Tras el calcio, $[\mathrm{Ar}]\,4s^2$, el siguiente elemento es el escandio, de número atómico

   $Z=21$

2. Su electrón número 21 entra en un orbital $3d$:

   $\mathrm{Sc}:\ 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\,4s^2\,3d^1$

3. El siguiente, el titanio, ya tiene dos electrones $d$, y el número de electrones $d$ sigue aumentando hasta el cinc; por eso el escandio es el único con uno solo.

   $\mathrm{Ti}:\ [\mathrm{Ar}]\,4s^2\,3d^2$

Planteamiento Un catión divalente se forma perdiendo dos electrones. Lo hace con más facilidad el elemento que tiene exactamente dos electrones de valencia y que, al perderlos, queda con la configuración de gas noble: el del grupo 2, el berilio.

1. El grupo 2 del segundo periodo es el berilio, de número atómico

   $Z=4$

2. Su configuración electrónica es

   $\mathrm{Be}:\ 1s^2\,2s^2$

3. Al perder sus dos electrones $2s$ queda con la configuración del helio:

   $\mathrm{Be}\rightarrow\mathrm{Be^{2+}}+2\,e^-$$\mathrm{Be^{2+}}:\ 1s^2$

Planteamiento El electrón diferenciador es el último que se añade al construir la configuración. Sus números cuánticos $(n,l,m_l,m_s)$ deben corresponder al orbital que ocupa.

1. El boro tiene $Z=5$:

   $\mathrm{B}:\ 1s^2\,2s^2\,2p^1$

2. El electrón diferenciador está en un orbital $2p$: $n=2$ y $l=1$; entonces $m_l$ puede valer $-1$, $0$ o $+1$, y $m_s$, $\pm\frac{1}{2}$.

   $n=2$$l=1$$m_l\in\{-1,0,+1\}$$m_s=\pm\tfrac{1}{2}$

3. La combinación propuesta cumple todas las condiciones:

   $(2,\ 1,\ 0,\ -\tfrac{1}{2})$

Planteamiento La energía de un orbital en un átomo depende de los números cuánticos $n$ y $l$, no de $m_l$ (en ausencia de campos externos).

1. Los tres orbitales $2p$ tienen el mismo $n$ y el mismo $l$; solo cambia su orientación ($m_l$):

   $2p_x,\ 2p_y,\ 2p_z:\quad n=2,\ l=1$

2. Por tanto son orbitales degenerados, de igual energía:

   $E(2p_x)$${}= E(2p_y)$${}= E(2p_z)$

Planteamiento Se escribe la configuración del oxígeno y se reparten los electrones $2p$ según la regla de Hund (máxima multiplicidad): primero uno en cada orbital, con espines paralelos, y después se aparean.

1. El oxígeno tiene $Z=8$:

   $\mathrm{O}:\ 1s^2\,2s^2\,2p^4$

2. Cuatro electrones en tres orbitales $2p$: tres van uno por orbital y el cuarto se aparea con uno de ellos.

   $2p^4:\quad (\uparrow\downarrow)\ (\uparrow)\ (\uparrow)$

Planteamiento Los elementos de un mismo grupo tienen la misma configuración de la capa de valencia, y por eso propiedades químicas parecidas.

1. La capa de valencia de todos los elementos del grupo 13 (B, Al, Ga, In, Tl) es

   $ns^2\,np^1$

2. Por ejemplo, boro y aluminio:

   $\mathrm{B}:\ [\mathrm{He}]\,2s^2\,2p^1$$\mathrm{Al}:\ [\mathrm{Ne}]\,3s^2\,3p^1$

Planteamiento Los electrones se colocan en orden de energía creciente de los orbitales ($1s,\ 2s,\ 2p,\ 3s,\ 3p,\ 4s,\ 3d,\ 4p\ldots$), sin superar la capacidad de cada uno.

1. B tiene 17 electrones:

   $B\ (Z=17):\ 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^5$

2. C tiene 36 electrones:

   $C\ (Z=36):\ 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\,4s^2\,3d^{10}\,4p^6$

Planteamiento El periodo es el número cuántico principal más alto de la configuración; el grupo se deduce de los electrones de la capa de valencia.

1. A tiene 6 electrones:

   $A\ (Z=6):\ 1s^2\,2s^2\,2p^2$

2. Su capa más externa es la $n=2$ (periodo 2) y tiene $2s^2\,2p^2$: cuatro electrones de valencia, segundo elemento del bloque $p$.

   $\text{periodo }2,\ \text{grupo }14$

3. C acaba en $4s^2\,4p^6$: capa más externa $n=4$ (periodo 4) con la capa de valencia llena, como los gases nobles.

   $\text{periodo }4,\ \text{grupo }18$

Planteamiento El radio atómico crece al bajar en el sistema periódico, porque se añaden capas, y disminuye a lo largo de un periodo.

1. Número de capas ocupadas de cada elemento (su periodo):

   $A:\ 2$$B:\ 3$$C:\ 4$

2. A tiene los electrones de valencia en la capa $n=2$, la más cercana al núcleo de las tres.

   $r(A)<r(B),\ r(C)$

Planteamiento La energía de ionización es la necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo gaseoso. Es mayor cuanto más estable es la configuración y más atraído está ese electrón.

1. C tiene la capa de valencia completa, $4s^2\,4p^6$, la configuración de gas noble, muy estable:

   $C:\ [\mathrm{Ar}]\,3d^{10}\,4s^2\,4p^6$

2. Arrancarle un electrón rompe esa configuración, y cuesta más que en A ($2p^2$) o en B ($3p^5$), que no la tienen.

   $EI(C)>EI(B)>EI(A)$

Planteamiento El número de protones es el número atómico, $Z$, y no cambia al ganar o perder electrones.

1. Números atómicos del flúor y del oxígeno:

   $Z(\mathrm{F})=9$$Z(\mathrm{O})=8$

Planteamiento Se cuentan los electrones de cada ion: el anión tiene tantos electrones de más como indica su carga.

1. Electrones del $\mathrm{F^-}$:

   $9+1=10$

2. Electrones del $\mathrm{O^{2-}}$:

   $8+2=10$

3. Con 10 electrones, los dos tienen la configuración del neón:

   $1s^2\,2s^2\,2p^6$

Planteamiento Isótopos son átomos del mismo elemento, con el mismo número de protones y distinto número de neutrones.

1. Como se ha visto en el apartado a, tienen distinto número de protones ($9$ y $8$), así que son elementos distintos.

Planteamiento El periodo es la capa más alta ocupada, y el grupo sale de los electrones de valencia.

1. Configuración de A ($Z=19$):

   $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\,4s^1$

2. Capa más alta, $n=4$, con un electrón $s$: periodo 4, grupo 1 (alcalinos). Es el potasio.

3. Configuración de B ($Z=34$):

   $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\,4s^2\,3d^{10}\,4p^4$

4. Capa más alta, $n=4$, con $4s^2\,4p^4$ además de los diez $3d$: periodo 4, grupo 16 (anfígenos). Es el selenio.

Planteamiento Los dos están en el mismo periodo, con la capa externa $n=4$. Hacia la derecha del periodo aumenta la carga nuclear y los electrones que se añaden apenas apantallan, así que la carga nuclear efectiva crece y atrae más a los electrones externos.

1. B tiene 15 protones más que A en la misma capa externa: su nube electrónica está más contraída.

Planteamiento La energía de ionización es la energía para arrancar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso. En un periodo aumenta hacia la derecha: radio menor y mayor carga nuclear efectiva.

1. A pierde con facilidad su único electrón $4s$ y queda con la configuración del argón; B tiene el electrón externo más cerca y más atraído por el núcleo.

Planteamiento Cada elemento tiende a ganar o perder los electrones necesarios para quedar con la configuración del gas noble más próximo.

1. Configuración de A ($Z=11$):

   $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1$

2. A pierde su único electrón $3s$ y queda con la configuración del neón: número de oxidación $+1$.

3. Configuración de B ($Z=16$):

   $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^4$

4. A B le faltan dos electrones para completar el octeto; ganándolos queda con la configuración del argón: número de oxidación $-2$.

Planteamiento El electrón más externo de C está en la capa más alta de su configuración.

1. Configuración de C ($Z=37$):

   $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\,4s^2\,3d^{10}\,4p^6\,5s^1$

2. El electrón más externo es el $5s^1$: $n=5$, $l=0$, $m_l=0$ y $m_s=\pm\tfrac{1}{2}$:

   $(5,\ 0,\ 0,\ \pm\tfrac{1}{2})$

3. El conjunto $(4,\ 0,\ 0,\ +\tfrac{1}{2})$ es una combinación permitida (describe un electrón $4s$), pero no la del electrón más externo de C, que está en $n=5$.

Planteamiento En un grupo, el radio aumenta hacia abajo porque se añaden capas; en un periodo, disminuye hacia la derecha porque crece la carga nuclear efectiva.

1. A y B están en el periodo 3 ($n=3$); B, más a la derecha (grupo 16), tiene mayor carga nuclear efectiva y menor radio que A (grupo 1).

2. C es del grupo 1 como A, pero del periodo 5: tiene dos capas más y es el mayor de los tres.

Planteamiento Con las configuraciones se sitúa cada elemento en la tabla: A ($1s^2\,2s^2\,2p^4$) es el oxígeno, grupo 16, periodo 2; B ($1s^2\,2s^2\,2p^5$) el flúor, grupo 17, periodo 2; C ($[\mathrm{Ne}]\,3s^2$) el magnesio, grupo 2, periodo 3; D ($[\mathrm{Ar}]\,4s^2$) el calcio, grupo 2, periodo 4.

1. La electronegatividad aumenta hacia la derecha en un periodo y hacia arriba en un grupo. B está arriba y a la derecha: le falta un solo electrón para el octeto y tiene un radio muy pequeño.

Planteamiento La energía de ionización disminuye hacia abajo en un grupo (el electrón externo está más lejos del núcleo y más apantallado) y hacia la izquierda en un periodo.

1. C y D son del grupo 2, pero D está un periodo más abajo ($n=4$): su electrón externo es el más alejado del núcleo de los cuatro. A y B, del periodo 2 y a la derecha, tienen energías de ionización mucho mayores.

Planteamiento Un anión divalente estable se forma al ganar dos electrones y alcanzar la configuración de gas noble.

1. A tiene seis electrones de valencia ($2s^2\,2p^4$); ganando dos queda con la configuración del neón:

   $\mathrm{O}+2e^-$${}\rightarrow \mathrm{O^{2-}}:\ 1s^2\,2s^2\,2p^6$

2. B ganaría un solo electrón (anión monovalente) y C y D pierden dos electrones (cationes divalentes).

Planteamiento Un átomo forma el ion más estable cuando, al ganar o perder electrones, alcanza la configuración de un gas noble (capa de valencia completa).

1. Si basta con perder un electrón, la capa de valencia tiene un solo electrón, en un orbital $s$:

   $\ldots ns^1$${}\rightarrow [\text{gas noble anterior}]$${}+e^-$

2. Ejemplo con el sodio:

   $\mathrm{Na}\ (1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1)$${}\rightarrow \mathrm{Na^+}\ (1s^2\,2s^2\,2p^6)$${}+e^-$

Planteamiento Un orbital $5d$ tiene $n=5$ y $l=2$ (la letra $d$). El número $m_l$ va de $-l$ a $+l$ y $m_s$ vale $+\tfrac{1}{2}$ o $-\tfrac{1}{2}$.

1. Valores posibles:

   $n=5$$l=2$$m_l\in\{-2,-1,0,+1,+2\}$$m_s=\pm\tfrac{1}{2}$

2. Se escoge uno de ellos, por ejemplo:

   $\left(5,\ 2,\ 0,\ +\tfrac{1}{2}\right)$

Planteamiento Los dos primeros números cuánticos, $n$ y $l$, fijan el orbital. La energía crece con $n+l$ (regla de Madelung); a igual $n+l$, tiene más energía el de mayor $n$.

1. Orbital de cada conjunto:

   $(4,0)\rightarrow 4s$$(3,2)\rightarrow 3d$$(2,1)\rightarrow 2p$$(4,1)\rightarrow 4p$

2. Valores de $n+l$:

   $2p:\ 3$$4s:\ 4$$3d:\ 5$$4p:\ 5$

3. $3d$ y $4p$ tienen el mismo $n+l$; va antes el de menor $n$, el $3d$:

   $2p<4s<3d<4p$

Planteamiento Los halógenos tienen siete electrones de valencia, $ns^2np^5$; les falta uno para completar el octeto.

1. Al ganar un solo electrón alcanzan la configuración del gas noble siguiente:

   $ns^2np^5+e^-\ \rightarrow\ ns^2np^6$

2. Un segundo electrón tendría que entrar en la capa siguiente, de mucha más energía, y además sería repelido por el anión $\mathrm{X^-}$.

Planteamiento El calcio ($Z=20$) tiene la configuración $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\,4s^2$. El ion $\mathrm{Ca^{2+}}$ ha perdido los dos electrones $4s$.

1. Configuración del ion, con $20-2=18$ electrones:

   $\mathrm{Ca^{2+}}:\ 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6$

2. Es la misma que la del argón ($Z=18$):

   $\mathrm{Ar}:\ 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6$

Planteamiento El ion $\mathrm{Br^-}$ tiene la misma carga nuclear que el átomo de $\mathrm{Br}$ ($Z=35$), pero un electrón más.

1. Número de electrones:

   $\mathrm{Br}:\ 35$$\mathrm{Br^-}:\ 36$

2. Con la misma carga nuclear para más electrones, aumenta la repulsión entre ellos y cada electrón está menos atraído: la nube electrónica se expande.

Planteamiento El periodo es el mayor número cuántico principal que aparece en la configuración. El grupo se deduce de los electrones de la capa de valencia (y, en los metales de transición, de los $d$ que se están llenando).

1. A: la capa más alta es la $n=2$, con $2s^2\,2p^5$, siete electrones de valencia (bloque $p$):

   $A:\ \text{periodo }2,\ \text{grupo }10+7=17$

2. B: la capa más alta es la $n=4$; termina en $3d^5\,4s^2$, siete electrones entre el $4s$ y el $3d$ (bloque $d$):

   $B:\ \text{periodo }4,\ \text{grupo }2+5=7$

Planteamiento El carácter metálico es la tendencia a perder electrones para formar cationes; el no metálico, la tendencia a ganarlos y formar aniones.

1. A ($2s^2\,2p^5$) tiene siete electrones de valencia: le falta uno para completar el octeto, tiene una energía de ionización alta y gran electronegatividad.

2. C ($3s^2$) tiene dos electrones de valencia, con poca energía de ionización: tiende a perderlos.

Planteamiento Cada elemento forma el ion que le da la configuración de un gas noble con el menor número de electrones ganados o perdidos.

1. A gana un electrón:

   $A^-:\ 1s^2\,2s^2\,2p^6$

2. C pierde sus dos electrones $3s$:

   $C^{2+}:\ 1s^2\,2s^2\,2p^6$

Planteamiento Situamos los elementos: F (grupo 17, periodo 2), Cl (grupo 17, periodo 3) y Al (grupo 13, periodo 3). La energía de ionización aumenta hacia la derecha en un periodo (más carga nuclear efectiva) y hacia arriba en un grupo (electrón más cerca del núcleo).

1. Al y Cl están en el mismo periodo; el Al está más a la izquierda, con menos carga nuclear efectiva:

   $EI(\mathrm{Al})<EI(\mathrm{Cl})$

2. F y Cl están en el mismo grupo; el F está más arriba:

   $EI(\mathrm{Cl})<EI(\mathrm{F})$

3. Orden:

   $EI(\mathrm{Al})<EI(\mathrm{Cl})<EI(\mathrm{F})$

Planteamiento La afinidad electrónica (energía que se desprende al captar un electrón) es mayor en los elementos a los que les falta poco para completar la capa de valencia, los halógenos.

1. El Al ($3s^2\,3p^1$) está lejos de completar el octeto: capta un electrón con poca energía desprendida.

2. F y Cl ($ns^2\,np^5$) completan el octeto con un electrón y desprenden mucha energía. (Experimentalmente la del Cl es algo mayor que la del F, porque en el F, tan pequeño, el electrón añadido sufre más repulsión.)

3. Orden:

   $AE(\mathrm{Al})<AE(\mathrm{F})<AE(\mathrm{Cl})$

Planteamiento El radio atómico aumenta al bajar en un grupo (más capas) y disminuye hacia la derecha en un periodo (más carga nuclear efectiva para la misma capa).

1. El F tiene sus electrones de valencia en la capa $n=2$; el Cl y el Al, en la $n=3$:

   $r(\mathrm{F})<r(\mathrm{Cl})$

2. En el periodo 3, el Al está más a la izquierda que el Cl:

   $r(\mathrm{Cl})<r(\mathrm{Al})$

3. Orden:

   $r(\mathrm{F})<r(\mathrm{Cl})<r(\mathrm{Al})$