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SFAFASFmetais deste grupo não são precipitados pelos reagentes dos grupos I e II, mas todos são precipitados pelo o gás sulfídrico, na presença do cloreto de amônio, a partir de soluções tornadas alcalinas pela a amônia. Os metais, com exceção do alumínio e do cromo que são precipitados como hidróxidos devido à hidrólise completa dos sulfetos em solução aquosa, são precipitados como sulfetos.

O ferro constitui 4,7% da crosta terrestre e entre os metais é o segundo em abundância após o alumínio. O ferro metálico é um metal branco prateado, tenaz e dúctil. Funde a 1535°C. O ácido clorídrico diluído ou concentrado e o ácido sulfúrico o dissolvem, formando sais de ferro (II) e liberando hidrogênio.

Fe + 2H+→ Fe2+ + H2(g)

O ácido sulfúrico concentrado a quente produz íons ferro (III) e dióxido de enxofre:

2Fe + 3H2SO4 + 6H+ → 2Fe3+ + 3SO2(g) + 6H2O

Com ácido nítrico diluído a frio, formam-se íons ferro (II) e íons amônio:

4Fe + 10H+ + NO3- → 4Fe2+ + NH4+ + 3H2O

O ácido nítrico concentrado forma-se, contudo, um filme de óxido protetor, o metal torna-se “passivo” e não se dissolve. Em solução aquosa o íon (II) são verde-pálio e dos íons (III) vermelho-marrom, devido à formação de complexos de hidróxido, e desaparece quase por completo pela adição do ácido nítrico. Por outro lado, à medida que o pH da solução aumenta, a cor se aprofunda até que o óxido hidratado Fe2O3 acaba precipitando.

Tanto o Fe (II) como o Fe (III) formam complexos com um grande número de doadores de elétrons. Uma comparação entre os potenciais de redução

Fe3+ + e- → Fe2+ E° = 0,77 V,

Fe(CN)63- + e- →Fe(CN)64- E° = 0,36 V,

Proporciona um bom exemplo de como as estabilidades relativas dos estados de oxidação são afetadas pela formação de complexos. O Íon férrico aquoso é um bom agente oxidante, porém o ferrocianeto [Fe (CN)6]3- é bem mais fraco. A formação do complexo com cianeto provoca maior estabilização do Fe (III) do que o Fe (II).

O alumínio é um metal branco, dúctil e maleável; seu pó é cinza. Funde a 659°C. Os objetos de alumínio expostos ao ar são oxidados na superfície, mas a camada de óxido protege o objeto da oxidação posterior. O ácido clorídrico diluído dissolve o metal facilmente, enquanto a dissolução no ácido sulfúrico ou nítrico diluídos é mais lenta.

2Al + 6H+ → 2Al3+ + 3H2(g)

O alumínio forma compostos somente no estado de oxidação 3+. Seu hidróxido é anfótero, sendo uma substância gelatinosa de cor branca possuidora de um grande poder de adsorção. Soluções contendo o íon Al (III) são incolores. Seus halogenatos, nitrato e sulfato são solúveis em água; apresentam reações devido à hidrólise. O sulfato de alumínio só pode ser preparado em estado seco, pois, em soluções aquosas, ele hidrolisa, formando o hidróxido de alumínio, Al(OH)3. O sulfato forma sais duplos com sulfatos de cátions monovalentes, cristais de aparência atraente, chamados alumes.

As soluções aquosas dos sais de alumínio são ácidas por causa da facilidade de ionização de um próton no Al (H2O)63+. O campo elétrico intenso dos íons pequenos, de cargas altas, atrai os elétrons das moléculas de água, tornando-os doadores de prótons. A constante de ionização para reação

[Al (H2O)6]3+ → [Al (H2O)5OH]2+ + H+ K= 1,0 x 10-5

mostra que o íon Al (III) é um ácido aproximadamente tão forte quanto o ácido acético. Essa acidez pronunciada é esperada de qualquer espécie que forma um óxido anfótero.

O estado de oxidação mais estável do cromo na maioria das circunstâncias é o 3+. Os compostos do cromo (II) são agentes redutores, e os de cromo (VI) são fortes agentes oxidantes. As propriedades ácido-base associadas com esses estágios de oxidação variam da forma esperada; com a acidez crescendo com o aumento do número de oxidação