* Configuración de electrones: Los elementos de transición tienen sus electrones más externos en los orbitales D, y estos orbitales D son en realidad * internos * al orbital S más externo.
* Niveles de energía: Si bien los orbitales S son generalmente más altos en energía, los orbitales D son muy cercanos en energía. Esta pequeña diferencia de energía permite que los electrones D participen en la unión junto con los electrones S.
* vinculación: Cuando los elementos de transición forman enlaces, los electrones D a menudo están involucrados junto con los electrones S. Esta es la razón por la cual los metales de transición exhiben estados de oxidación variable y forman una amplia variedad de compuestos coloridos.
Ejemplo: Tomemos el hierro (Fe) como ejemplo:
* Estado fundamental: La configuración electrónica de Fe es [AR] 3D⁶ 4S².
* ionización: Cuando Fe forma un ion (como Fe²⁺ o Fe³⁺), pierde electrones. Estos electrones provienen principalmente del orbital 4S, pero los electrones 3D también pueden estar involucrados.
En resumen: Los elementos de transición no tienen electrones literalmente * en movimiento * a las conchas internas. Los electrones D ya están ubicados en una carcasa interna, y su proximidad de energía a los electrones S más externos les permite participar en la unión. Esto hace que los elementos de transición sean únicos en sus propiedades químicas y les da sus características distintivas.
