Non è accurato affermare che l'elettrone esterno di un elemento di transizione * va * a un guscio interno. È più preciso affermare che d-elettroni più esterni essere coinvolto nel legame. Ecco perché:

* Configurazione elettronica: Gli elementi di transizione hanno i loro elettroni più esterni negli orbitali D e questi d-orbitali sono in realtà * interni * all'orbitale S più esterno.

* Livelli di energia: Mentre gli S-Orbitali sono generalmente più alti in energia, gli orbitali D sono molto vicini all'energia. Questa piccola differenza di energia consente agli elettroni D di partecipare al legame accanto agli elettroni S.

* Bonding: Quando gli elementi di transizione formano legami, gli elettroni D sono spesso coinvolti accanto agli elettroni S. Questo è il motivo per cui i metalli di transizione presentano stati di ossidazione variabili e formano un'ampia varietà di composti colorati.

Esempio: Prendiamo Iron (Fe) come esempio:

* Stato fondamentale: La configurazione elettronica di Fe è [AR] 3D⁶ 4S².

* ionizzazione: Quando Fe forma uno ione (come Fe²⁺ o Fe³⁺), perde elettroni. Questi elettroni provengono principalmente dall'orbitale 4S, ma possono anche essere coinvolti gli elettroni 3D.

In sintesi: Gli elementi di transizione non hanno elettroni letteralmente * che si muovono * su gusci interni. Gli elettroni D si trovano già in un guscio interno e la loro vicinanza di energia agli S-elettroni più esterni consente loro di partecipare al legame. Ciò rende gli elementi di transizione unici nelle loro proprietà chimiche e dà loro le loro caratteristiche distintive.