Het is niet nauwkeurig om te zeggen dat het buitenste elektron van een overgangselement * naar een binnenste schaal gaat. Het is nauwkeuriger om te zeggen dat de buitenste D-Electrons betrokken raken bij binding. Dit is waarom:

* Elektronenconfiguratie: Overgangselementen hebben hun buitenste elektronen in de D-orbitalen, en deze D-orbitalen zijn eigenlijk * innerlijk * naar de buitenste S-orbital.

* energieniveaus: Hoewel de S-orbitalen over het algemeen hoger in energie zijn, zijn de D-orbitalen zeer dichtbij energie. Dit kleine energieverschil stelt de D-elektronen in staat om deel te nemen aan binding naast de S-elektronen.

* binding: Wanneer overgangselementen bindingen vormen, zijn de D-elektronen vaak betrokken naast de S-elektronen. Dit is de reden waarom overgangsmetalen variabele oxidatietoestanden vertonen en een breed scala aan kleurrijke verbindingen vormen.

Voorbeeld: Laten we Iron (FE) als voorbeeld nemen:

* grondtoestand: De elektronische configuratie van Fe is [AR] 3D⁶ 4S².

* ionisatie: Wanneer Fe een ion vormt (zoals Fe²⁺ of Fe³⁺), verliest het elektronen. Deze elektronen komen voornamelijk uit de 4s orbital, maar de 3D -elektronen kunnen ook worden betrokken.

Samenvattend: Overgangselementen hebben niet letterlijk elektronen * die * naar binnenschalen verplaatsen. De D-elektronen bevinden zich al in een binnenste schaal en hun energie-nabijheid tot de buitenste S-elektronen stelt hen in staat om deel te nemen aan binding. Dit maakt overgangselementen uniek in hun chemische eigenschappen en geeft hen hun onderscheidende kenmerken.