在高中，只有3D和4S轨道参与能级交错，这一直是学校教师关注的焦点。然而，在记住能级交错的“4S在3D之前”之后，许多学生无法理解当原子变成离子（如“铜”）时4S和3D的顺序丢失，一些学生只是机械地背诵，无法理解其本质，容易混淆。本文将首先解释这一原则，然后解释如何将其简化到大多数高中生可以接受的范围。为了更好地解释，我将介绍一些新术语。无机化学中对这些术语的解释更为书面，有时难以理解。因此，我会用更多的白话来引导你理解其中的含义。
•主要部分
我们都知道，原子因其内电子与原子核的电性中和而显中性，假设核电荷为整体“1”，我们把核内每个电子能抵消的核电荷的量定义为屏蔽常数（σ）；我们由此引出概念“屏蔽效应”，指的是电子都会受内层、同层电子的作用，从而对核电荷数有着不同程度的抵消（外层的电子对内层电子不起屏蔽效应）。
slater的经验规则对能级进行了轨道分组：1s自成一组；ns，sp为一组；nd与nf均自成一组。以下列出具体数字解释（各位不要害怕，看懂即可，无需背诵）①除了1s两电子间σ＝0.30，其它同组内σ＝0.35；②ns，np组与（n－1）层的σ＝0.85，比（n－1）层还小的σ＝1.00（完全屏蔽）；③nd组，nf组与内层的σ＝1.00（完全屏蔽）
这里直接给出能量计算公式：
（Z为核电荷数，n为主量子数），这个公式是高考物理中的必学知识的拓展，式子很像氢原子能级能量的计算式。以下举两个例子
例：计算Fe原子中一个3d轨道的电子的能量。先写出铁的电子排布式（这里略了），
解：分好组后计算：σ＝5×0.35＋18×1.00＝19.75，之后再计算能量。（5是指3d轨道除了要计算的电子之外的5个参与屏蔽的同组电子；18指的是小于n－1层的18个电子）
例：计算Ti原子中一个3s电子的能量。解：写电子排布式，分好组后计算：σ＝7×0.35＋8×0.85＋2×1.00＝11.25，之后再计算能量。
大家可以去计算，会发现在一定的核电荷数范围内（考虑钻穿效应，本文不加论述），3d轨道的能量要大于4s轨道的能量，因为能量越低越稳定，会出现高中阶段“先填4s后填3d”的能级交错现象；而在另一范围内，3d轨道每多一个电子，对4s轨道的屏蔽作用就会加强，此时3d轨道的能量要小于4s的，所以出现当原子变成离子时，先失去4s轨道上的电子。
•简化理解
高中阶段我们可以对屏蔽效应进行更加简单的理解。我们将原子核比作太阳，将原子核与电子间的引力比作太阳光，将参与屏蔽的电子（内层和同层）比作屏障，将被屏蔽电子（外层）比作需要太阳光的植物。
由于1s两电子间的屏蔽系数较小，可理解其中一电子为一个有破口的屏障，太阳光透过能力更强（其实是因为钻穿效应），如上方左上角的图；而像nd和nf这样屏蔽系数为1.00的，也就是完全屏蔽了，就可以理解为太阳光完全被屏障挡住了，如上方右上角的图。所以，屏障不同，挡住光的能力也不同，外层电子接受到的太阳光的强弱就不同，这就是屏蔽效应的简化理解。
填充时的先4s后3d是学校重点强调的，学生问题不大，故在此不做太多叙述。对于原子变成离子，由于屏蔽作用，可以理解为屏障的屏蔽作用很强，以至于外层电子接受不到很多阳光，于是就会慢慢枯萎，就是失去了。
由以上看似较为复杂的“原理部分”，以及十分简单又生动的“简化理解”，我相信各位已经对3d与4s轨道的能级交错和原子变成离子时的失去顺序有了很深刻的认知。将大学内容简化到高中能够提高学生对化学整体的认知，但同时也对授课教师提出了更高的要求；不仅学生在学习，老师，一个神圣的职业，我们也不能够拘泥于现状，应该不断丰富自我，不断创新，从而打造便于学生接受又实用的高质量教学。