Estructura atómica y números cuánticos

a) Isoelectrónicos: $\text{Na}^+$ y $\text{O}^{2-}$.

Ambos tienen 10 electrones y, por tanto, la misma configuración electrónica:$$\text{Na}^+: \; 1s^2\,2s^2\,2p^6 = [\text{Ne}] \qquad\qquad \text{O}^{2-}: \; 1s^2\,2s^2\,2p^6 = [\text{Ne}]$$El aluminio neutro, con 13 electrones, queda fuera.

Conviene añadir un matiz: ser isoelectrónicos no significa tener el mismo tamaño. El $\text{O}^{2-}$ es bastante mayor, porque sus 8 protones retienen esos 10 electrones con menos fuerza que los 11 del sodio.

b) Con electrones desapareados: solo el $\text{Al}$.$$\text{Al}: \; 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^1$$El subnivel $3p$ aloja un solo electrón, que ocupa uno de los tres orbitales $p$ y queda desapareado:$$3p_x^1 \; 3p_y^0 \; 3p_z^0$$En cambio, el $\text{Na}^+$ y el $\text{O}^{2-}$ tienen todos sus subniveles completos ($1s^2\,2s^2\,2p^6$), así que todos sus electrones están apareados. Esto tiene una consecuencia experimental: el aluminio es paramagnético (atraído por un campo magnético) y los dos iones son diamagnéticos.

c) Ion estable del aluminio: $\text{Al}^{3+}$.

Perdiendo sus tres electrones de valencia ($3s^2\,3p^1$), el aluminio alcanza la configuración del neón:$$\text{Al} \;\xrightarrow{-3e^-}\; \text{Al}^{3+}: \; 1s^2\,2s^2\,2p^6 = [\text{Ne}]$$Con lo cual, en realidad, el $\text{Al}^{3+}$ también es isoelectrónico con el $\text{Na}^+$ y el $\text{O}^{2-}$: los tres iones comparten la configuración del neón, que es precisamente la razón de que sean los iones estables de sus elementos.