La primera serie de transición son los 10 metales del periodo 4 de la tabla periódica, desde el escandio con Z = 21 hasta el zinc con Z = 30. Son elementos de transición porque van llenando el orbital interno 3d mientras mantienen ocupado el orbital externo 4s. La etiqueta [Ar] indica que por dentro son iguales al argón, es decir 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.

Su configuración electrónica base sigue la regla [Ar] 4s2 3d1 hasta [Ar] 4s2 3d10. Esto ocurre porque los niveles 4s y 3d tienen casi la misma energía y primero se llena el 4s por ser ligeramente más fácil de ocupar. Hay dos excepciones famosas por estabilidad extra: el cromo es [Ar] 4s1 3d5 y el cobre es [Ar] 4s1 3d10. En ambos casos un electrón se cambia de 4s a 3d para lograr d5 medio lleno o d10 lleno.

Estos metales comparten cuatro propiedades típicas. Presentan varios estados de oxidación porque pueden usar electrones de 4s y de 3d, siendo +2 muy común. Forman compuestos de colores intensos por la forma en que sus electrones d absorben la luz, como el CuSO4 azul y el KMnO4 morado. Muchos de sus iones tienen electrones sin pareja y son paramagnéticos, como Fe2+, Fe3+ y Mn2+. Además son buenos catalizadores, como el hierro en el amoniaco y el vanadio en el ácido sulfúrico. El zinc, con 3d10 lleno, solo presenta +2 y marca el final de la serie.

Al formar iones positivos pierden primero los electrones 4s porque están más afuera, y después los 3d. El ejemplo clásico es el hierro neutro [Ar] 4s2 3d6: al perder los 2 electrones 4s forma Fe2+ como [Ar] 3d6, y al perder uno más del 3d forma Fe3+ como [Ar] 3d5, que es muy estable por quedar medio lleno.