Cu + HNO3 (đặc, nóng) → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

Phản ứng giữa kim loại đồng (Cu) và axit nitric (HNO₃) là phản ứng oxi hóa‑khử điển hình. Trong phản ứng này, HNO₃ đóng vai trò là chất oxi hóa mạnh — cung cấp proton và oxy — và có khả năng khử thành các oxit nitơ như NO₂ hoặc NO, tuỳ thuộc vào nồng độ axit. Đồng thời, Cu bị oxi hóa thành Cu²⁺ và kết hợp với NO₃⁻ tạo muối đồng nitrat tan (Cu(NO₃)₂), đồng thời sinh ra nước. Phản ứng tạo khí nitrogen dioxide (NO₂) nếu axit đậm đặc, hoặc khí nitơ oxit (NO) nếu axit loãng ẩn chứa ít khả năng oxi hoá.

Phương trình hóa học

\[Cu +  HNO_{3 (đặc)} \xrightarrow{\Delta t} Cu(NO_3)_2 +  NO_2 \uparrow +  H_2O\]

Cân bằng oxi hóa – khử:

\[Cu + 4 HNO_{3 (đặc)} \xrightarrow{\Delta t} Cu(NO_3)_2 + 2 NO_2 \uparrow + 2 H_2O\]

Phương trình ion:

\[Cu + 2NO_3^- + 4H^+ \xrightarrow{\Delta t} Cu^{2+} + 2 NO_2 \uparrow + 2 H_2O\]

Điều kiện phản ứng

Nồng độ axit HNO₃: càng đậm đặc, tỉ lệ sản phẩm NO₂ càng cao; HNO₃ loãng có thể cho NO hoặc H₂ nếu rất loãng.

Nhiệt độ: phản ứng xảy ra nhanh ở nhiệt độ phòng; nhiệt độ cao làm tăng tốc phản ứng và sinh nhiều khí nóng.

Khuấy trộn: cần khuấy nhẹ để khí NO₂ thoát ra không bị giữ lại gây tái oxi hóa.

An toàn: phản ứng gây phát sinh khí độc NO₂ màu nâu đỏ, cần thực hiện trong hệ thống thông gió hoặc hút khí chuẩn.

Nguyên lý phản ứng

đồng bị oxi hóa: \[Cu^0 \to Cu^{2+} + 2e\]
Nitrogen trong HNO₃ bị khử từ mức oxi hóa +5 đến +4 (trong NO₂) hoặc +2 (trong NO).
NO₂ là sản phẩm khử phổ biến khi HNO₃ đậm đặc: \[HNO_3 + H^+ + e \to NO_2 \uparrow + H_2O\]

Đồng đóng vai trò chất khử mạnh, HNO₃ là chất oxi hóa. Phản ứng tổng thể là phản ứng oxi hóa‑khử phối hợp với proton hóa và tạo muối nitrat tan.

Cách thực hiện phản ứng

Chuẩn bị

Hoá chất: dải hoặc vụn Cu tinh khiết, HNO₃ đậm đặc (khoảng 68 %), nước cất.
Dụng cụ: ống nghiệm chịu axit, bình tam giác, máy hút khí hoặc hệ thống phòng thí nghiệm có thông gió, ống dẫn khí, găng tay và kính an toàn.
Thiết bị đo pH (nếu cần phân tích sau phản ứng).

Tiến hành

Cho một lượng nhỏ dải Cu (khoảng 0,5 g) vào ống nghiệm khô.
Thêm từ từ HNO₃ đậm đặc vào uống nghiệm (khoảng 10 mL).
Quan sát khí NO₂ màu nâu đỏ bốc lên từ bề mặt dung dịch, xuất hiện nhiệt độ tăng, dung dịch có thể hơi sủi bọt.
Khuấy nhẹ để đảm bảo phản ứng đều. Khi phản ứng mạnh giảm, có thể thêm HNO₃ nếu thấy Cu còn dư.
Sau khi Cu tan hoàn toàn, lọc dung dịch nóng, để nguội và thu dung dịch Cu(NO₃)₂.
Thu muối nếu cần: cô cạn dung dịch để lấy tinh thể Cu(NO₃)₂·6H₂O, sấy nhẹ ở 50–60 °C nếu cần.

Lưu ý

Bình chứa phải chịu axit mạnh; tránh bồn kín vì khí NO₂ độc.
Tránh dùng HNO₃ quá loãng nếu mong muốn tạo NO₂; sẽ thay đổi sản phẩm.
Không đổ phản ứng trực tiếp ra môi trường không thu khí thích hợp.

Nhận biết phản ứng

Dấu hiệu phản ứng

Khí NO₂ màu nâu đỏ tỏa ra rõ rệt nếu dùng HNO₃ đậm đặc.
Nhấp nháy màu dung dịch và tăng nhiệt độ khi phản ứng xảy ra.
đồng tan dần, lớp bề mặt kim loại biến mất.

Xác định sản phẩm

Dung dịch chứa Cu(NO₃)₂ tan: thử với NaOH dư, xuất hiện kết tủa Cu(OH)₂, hóa đen khi đem nung:

\[CuSO_4+ 2NaOH \to Cu(OH)_2 \downarrow + Na_2SO_4\]

\[Cu(OH)_2 \xrightarrow{\Delta t} CuO + H_2O\]

Khí NO₂ có màu đặc trưng, mùi hắc nhẹ; có thể kiểm tra bằng cách dẫn vào dung dịch nước: phân tán thành HNO₃ + NO₂ giải tan.
pH dung dịch sau phản ứng thường ≤ 1 do dư HNO₃ nếu thêm quá nhiều.

Cơ chế chuyên sâu phản ứng

Đồng (Cu) – Tác nhân khử mạnh

Trong phản ứng, Đồng đóng vai trò chất khử, dễ dàng nhường electron cho tác nhân oxi hóa (NO₃⁻ trong môi trường HNO₃). Điều này bắt nguồn từ đặc điểm cấu trúc nguyên tử và cấu hình electron:

Cấu hình electron: Cu: [Ar] 3d¹⁰4s¹
Hai electron lớp ngoài (3d¹⁰4s¹) có năng lượng tương đối cao, dễ bị mất → Cu → Cu²⁺ + 2e⁻
Tạo ion Cu²⁺: [Ar]3d⁹ – cấu hình khí hiếm nên rất bền, làm cho quá trình oxi hóa thuận lợi về mặt năng lượng.

Tính khử mạnh của Cu:

Cu có thế điện cực chuẩn: E°(Cu²⁺/Cu) = 0,34 V → nằm ở vùng rất âm → tính khử rất mạnh
Có khả năng khử mọi tác nhân oxi hóa phổ biến trong dung dịch, kể cả NO₃⁻.

Vì vậy, khi gặp môi trường oxi hóa mạnh như HNO₃, Cu nhanh chóng bị oxi hóa, giải phóng 2 electron, cho phản ứng xảy ra với cường độ lớn và tỏa nhiều nhiệt.

HNO₃ – chất oxi hóa

HNO₃ không chỉ là môi trường axit mà còn là tác nhân oxi hóa mạnh. Trong môi trường đậm đặc, HNO₃ có thể khử xuống các dạng oxit nitơ thấp hơn như NO₂, NO, thậm chí NH₄⁺ nếu gặp chất khử mạnh.

Trong môi trường dung dịch, HNO₃ có khả năng chuyển NO₃⁻ thành sản phẩm khử đó là NO khi có các điều kiện:

Nồng độ dung dịch axit cao nhưng không đậm đặc, có mặt proton và electron tự do từ Cu
Sự tồn tại giữa các dạng nitơ khác nhau → một số NO₃⁻ được khử sâu xuống NO (N +2)
Khí NO bay hơi lập tức hóa nâu trong không khí, làm phương trình dịch chuyển về hướng thuận, có lợi cho phản ứng

H⁺ – tạo môi trường thuận lợi cho phản ứng khử NO₃⁻:

Làm tăng tính tan và tính hoạt động của các sản phẩm trung gian
Proton hóa các gốc O trong NO₃⁻ giúp phá vỡ cấu trúc cộng hưởng, mở đường cho phản ứng khử
Ổn định các sản phẩm khử nitơ ở dạng khí thông qua tạo liên kết hydrogen với H₂O.

NO₃⁻ – nhận electron (chất oxi hóa thực sự):

Trong NO₃⁻, nitơ đang ở trạng thái oxi hóa +5, mức cao nhất về mặt lý thuyết của nguyên tử N.
N nằm ở chu kỳ 2, có bán kính nhỏ, mật độ điện tích cao, các orbital dễ tham gia vào phản ứng tái sắp xếp electron.
Do cấu trúc liên kết không bền (Gồm 3 liên kết N=O có tính cộng hưởng mạnh nhưng không ổn định do có 2 electron tự do, dễ bị bẻ gãy khi có H⁺ và tác nhân khử), NO₃⁻ có xu hướng nhận electron để trở về trạng thái oxi hóa thấp hơn, như NO (+2), N₂O (+1), N₂ (0) hoặc NH₃ (–3) tùy vào điều kiện và chất khử.
Trong phản ứng với Fe²⁺, nitrat bị khử về N₂O – một sản phẩm trung gian phổ biến khi nồng độ HNO₃ loãng và chất khử không quá mạnh.

Sản phẩm khử của HNO₃ và điều kiện tạo thành

Sản phẩm khử của HNO₃	Số oxh của N	Điều kiện hình thành
NO₂ (Nitơ đioxit)	+4	HNO₃ đặc, nhiệt độ cao, chất khử yếu
NO (Nitơ monoxit)	+2	HNO₃ loãng, chất khử trung bình (Fe²⁺, Cu, Zn)
N₂O (Dinitơ oxit)	+1	HNO₃ loãng, chất khử tương đối mạnh (FeO, thiếc)
N₂ (Khí nitơ)	0	HNO₃ loãng, chất khử mạnh hơn (Zn dư, Al dư)
NH₄⁺ (Ion amoni)	-3	HNO₃ loãng/đặc, chất khử cực mạnh (H₂S, Sn²⁺ dư, phản ứng mạnh mẽ

Vì sao NO₃⁻ loãng có tính oxi hóa mạnh, còn SO₄²⁻ loãng thì không?

So sánh mức oxi hóa và tính bền

Ion	Nguyên tử trung tâm	Số oxi hóa	Tính bền – Tính khử
NO₃⁻	Nitơ (N⁺⁵)	Rất cao	Không bền → Dễ khử
SO₄²⁻	Lưu huỳnh (S⁺⁶)	Rất cao	Bền → Rất khó khử

Nitơ có mức oxi hóa +5 là mức rất giàu năng lượng, dễ bị “rơi xuống” mức oxi hóa thấp hơn.
Lưu huỳnh ở +6 tuy cũng cao, nhưng các liên kết trong SO₄²⁻ (đặc biệt là 4 liên kết S=O cộng hưởng bền chặt) khiến ion này rất khó bị khử, nhất là trong môi trường loãng, không có chất khử mạnh.

So sánh cấu trúc phân tử

● NO₃⁻:

Gồm ba liên kết cộng hưởng N=O, phân bố điện tử không đều, dễ bị phá vỡ khi có mặt proton (H⁺).
N nằm ở chu kỳ 2, có bán kính nhỏ, mật độ điện tích cao, có mức năng lượng orbital thấp, khi bị chi phối bởi các tác nhân axit/kìm dễ tham gia vào phản ứng tái sắp xếp electron.

● SO₄²⁻:

Cấu trúc tetrahedron rất bền với 4 liên kết S=O mang tính π-đôi.
Lưu huỳnh là nguyên tử chu kỳ 3, có d-orbital nên các liên kết cộng hóa trị mở rộng giúp cấu trúc ổn định hơn, rất khó bị khử trừ khi gặp tác nhân khử cực mạnh hoặc môi trường đặc biệt.

Liên kết và năng lượng chuyển hóa

NO₃⁻ dễ dàng chấp nhận electron vì nitơ chưa có sự ổn định orbital đầy đủ → phản ứng khử dễ xảy ra
SO₄²⁻ không có xu hướng tham gia vào phản ứng oxi hóa – khử vì:
- Liên kết bền
- Không có khả năng proton hóa tạo sản phẩm trung gian
- Không nhận thêm electron một cách thuận lợi do cấu trúc rất ổn định và điện tích âm cao.

Vì vậy, trong các phản ứng oxi hóa – khử ở môi trường loãng, HNO₃ là tác nhân oxi hóa mạnh, trong khi H₂SO₄ chỉ thể hiện vai trò oxi hóa trong điều kiện đặc biệt (đặc, nóng).

Hiện tượng thụ động hóa – Cơ chế và bản chất

HNO₃ đặc nguội không phản ứng với các kim loại như sắt (Fe), crôm (Cr) và nhôm (Al) là do hiện tượng thụ động hóa – tức là bề mặt kim loại bị bao phủ bởi một lớp oxit bền, ngăn không cho axit tiếp xúc trực tiếp với kim loại bên trong.

Vậy lớp oxit đó hình thành từ đâu?

Do HNO₃ đặc có tính oxi hóa yếu ngay cả khi nguội

Dù không mạnh như khi đun nóng, HNO₃ đặc nguội vẫn có tính oxi hóa nhẹ, đủ để oxi hóa lớp kim loại bề mặt thành oxit.
Cụ thể:

Kim loại	Lớp oxit hình thành	Tính chất lớp oxit
Fe	Fe₂O₃	Tương đối bền
Cr	Cr₂O₃	Rất bền, chống ăn mòn cao
Al	Al₂O₃	Bền và khá dày (vài nanomet)

Quá trình hình thành rất mỏng và nhanh

Chỉ cần một lượng rất nhỏ kim loại bề mặt bị oxi hóa là đủ để hình thành lớp oxit mỏng vài nanomet.
Sau khi lớp này hình thành, nó rất bền và không tan trong HNO₃ đặc, từ đó ngăn cản H⁺ và NO₃^– tiếp xúc sâu hơn với lớp kim loại bên dưới.

Vai trò của nhiệt độ trong phản ứng giữa Cu và HNO₃ đặc

Giảm độ nhớt – Tăng khả năng khuếch tán ion

Ở nhiệt độ thường, HNO₃ đặc rất nhớt → khó khuếch tán H⁺ và NO₃^– vào bề mặt tấm Cu.
Khi đun nóng, độ nhớt giảm → ion dễ tiếp xúc → phản ứng xảy ra nhanh hơn.

Kích hoạt tính oxi hóa của HNO₃

Nhiệt độ cao giúp nhóm NO₃^– dễ nhận electron hơn → HNO₃ oxi hóa Cu thành Cu²⁺.
Đồng thời, N⁵⁺ bị khử thành NO₂ (khí) → phản ứng dịch chuyển theo chiều thuận (theo nguyên lý Le Chatelier).

Cung cấp năng lượng hoạt hóa

Đun nóng cung cấp năng lượng tối thiểu để phản ứng xảy ra.

Tính chất hóa học của kim loại Đồng – Nâng cao

Bản chất nguyên tố & mạng tinh thể Cu kim loại

Cấu hình e⁻: [Ar] 3d¹⁰4s¹. Lớp d “đầy” (d¹⁰) làm Cu ổn định ở hoá trị +1 (d¹⁰) và +2 (d⁹).

Mạng tinh thể của Cu kim loại: lập phương tâm diện (FCC) – các nguyên tử xếp chặt, trượt dễ → Cu dẻo, dai, dẫn điện/nhiệt cao (electron 4s delocalized).

Không có đa hình đáng kể ở điều kiện thường (khác Fe₂O₃/Al₂O₃). Mọi “khác biệt lớn” về tính chất của Cu thường đến từ trạng thái oxi hoá & kiểu mạng tinh thể của hợp chất (oxit, sulfua, halogenua), hơn là từ kim loại khối.

Hệ oxi hoá–khử Cu(0)/Cu(I)/Cu(II): vì sao Cu⁺ “khó ở” trong nước?

Thế chuẩn (25 °C, gần đúng):

\[Cu^{2+} + e \rightleftharpoons Cu^+ \quad (E \approx +0,15V)\]

\[Cu^+ + e \rightleftharpoons Cu_{(s)} \quad (E \approx +0,52V)\]

\[Cu^{2+} + 2e \rightleftharpoons Cu_{(s)} \quad (E \approx +0,34V)\]

Hệ quả quan trọng: Cu⁺ bị “kẹp giữa” Cu²⁺ và Cu(0) nên dễ tự phân huỷ (tự phân disproportionation) trong nước:

\[2Cu^+ \to Cu^{2+} + Cu_{(s)}\]

⇒ Trong dung dịch, Cu⁺ chỉ bền khi được “giữ” bằng ligand mềm (Cl⁻, I⁻, CN⁻, phosphin, thiolat…) để tạo phức bền; còn Cu²⁺ bền với nước/ammôniac/ligand N,O do là acid Lewis “biên–cứng” hơn.

Hoá học phối trí & hiệu ứng Jahn–Teller

Cu(II) d⁹: thường bát diện bị kéo giãn (Jahn–Teller), hay vuông phẳng; do mức e⁻ không cân đối → trục z dễ “dài” hơn trục x,y → liên kết trục yếu & linh động, thuận lợi cho thay thế ligand (tính “linh hoạt” xúc tác).
Ví dụ: [Cu(H₂O)₆]²⁺ xanh lam; với NH₃ → [Cu(NH₃)₄(H₂O)₂]²⁺ xanh đậm.

Cu(I) d¹⁰: ưa tuyến tính / tứ diện (không có JT), thường không màu (d¹⁰ không có chuyển d–d). Bền với ligand mềm (HSAB).

Cu(III): hiếm, ổn định trong mạng rắn (fluorua mạnh, oxocuprat) hoặc phức trường mạnh, thường vuông phẳng (d⁸).

Tương tác với O₂, S, halogen – nhìn từ bản chất “mềm/cứng” & thế oxi hoá

Với O₂ (khô/nóng): Cu bị oxi hoá bề mặt → Cu₂O (đỏ) rồi CuO (đen) khi pO₂ cao/nhiệt cao. Trong khí ẩm giàu CO₂ lâu ngày tạo patina (carbonat kiềm Cu) bền & bảo vệ.

Môi trường Cl⁻/biển: màng muối không bảo vệ tốt, dễ ăn mòn cục bộ.

Với S/H₂S: Cu rất “ưa” S (Cu–S là liên kết mềm–mềm), nhanh xỉn (sulfua) – nền tảng luyện đồng cùng quặng sulfua và cũng là cơ sở kết tủa phân tích (CuS rất ít tan).

Với halogen:

Cu(I) halogenua (CuCl, CuBr, CuI) khó tan, bền tăng dần theo I⁻ > Br⁻ > Cl⁻ (mềm–mềm).
Cu(II) halogenua (CuCl₂, CuBr₂) dễ tạo phức tetrahalido ([CuCl₄]²⁻…) → màu xanh lục/vàng nâu.

Với axit & bazơ (vì sao HCl “không ăn” Cu, còn HNO₃ thì có?)

Axit không oxi hoá (HCl, H₂SO₄ loãng): không phản ứng với Cu kim loại (không giải phóng H₂) vì Cu quá “quý” so với H⁺. Muốn hòa tan cần chất oxi hoá (O₂/H₂O₂/Fe³⁺…).
Ví dụ có O₂: Cu + 4HCl + O₂ → CuCl₂ + 2H₂O.

Axit oxi hoá:

HNO₃ loãng: Cu → Cu(NO₃)₂ + NO (khí nâu nhạt khi hoà tan)
HNO₃ đặc: Cu → Cu(NO₃)₂ + NO₂ (nâu đỏ)
H₂SO₄ đặc nóng: Cu → CuSO₄ + SO₂

Bazơ: Cu(OH)₂ kết tủa xanh (từ Cu²⁺ + 2OH⁻), không lưỡng tính mạnh như Al(OH)₃; nhưng tan trong NH₃ (không phải kiềm thuần) nhờ tạo phức [Cu(NH₃)₄]²⁺ xanh đậm.

Oxit của đồng – sự khác biệt do mạng tinh thể

Đây là “trái tim” của phần tính chất đặc biệt: trạng thái oxi hoá + cấu trúc mạng chi phối màu sắc, từ tính, hoạt tính bề mặt, tính bán dẫn.

Cu₂O (Cu(I) oxit – cuprite):

Trạng thái: Cu⁺ (d¹⁰) → không từ tính (khử từ).
Mạng tinh thể: lập phương cuprite – O²⁻ tạo khung, Cu⁺ chỉ phối trí 2 (tuyến tính Cu–O–Cu), còn O được bao bởi 4 Cu (tứ diện). Phối trí “ít” của Cu⁺ phản ánh d¹⁰ ưa mềm, ít hướng tính.
Tính chất: Đỏ gạch; bán dẫn p vùng cấm khá rộng; bền trong môi trường nghèo oxygen; dễ bị oxi hoá lên CuO khi nung trong O₂.
Hoạt tính: Bề mặt sạch có thể khử/oxi hoá CO/CO₂ ở nhiệt độ thấp; ứng dụng trong quang xúc tác, điện hoá.

CuO (Cu(II) oxit – tenorite):

Trạng thái: Cu²⁺ (d⁹) → phản sắt từ (antiferro) ở nhiệt độ thường do tương tác trao đổi qua O.
Mạng tinh thể: đơn tà (monoclinic), Cu thường vuông phẳng bị biến dạng / bát diện kéo giãn (Jahn–Teller). Liên kết Cu–O định hướng mạnh hơn Cu₂O.
Tính chất: Đen; bán dẫn p với vùng cấm hẹp hơn Cu₂O → hấp thụ tốt hơn trong vùng khả kiến; hoạt tính oxy–khử bề mặt cao hơn.
Hoạt tính: Xúc tác oxi hoá CO, dehydro hoá rượu, xúc tiến phản ứng hữu cơ (khi phân tán nano/trên chất mang).

So sánh nhanh Cu₂O vs CuO

Thuộc tính	Cu₂O (Cu⁺)	CuO (Cu²⁺)
Cấu trúc	Lập phương cuprite; Cu 2 phối trí, O tứ diện	Đơn tà (tenorite); Cu vuông phẳng/bát diện kéo giãn
Từ tính	Khử từ (d¹⁰)	Phản sắt từ (d⁹)
Bán dẫn	p-type, vùng cấm rộng hơn	p-type, vùng cấm hẹp hơn
Ổn định nhiệt/khí	Bền ở pO₂ thấp; bị oxi hoá → CuO	Bền ở pO₂ cao; khử → Cu₂O/Cu khi thiếu O₂
Hoạt tính bề mặt	Trung bình; chọn lọc	Cao hơn trong nhiều oxy–hoá dị thể

Ý nghĩa: Cùng là “oxit đồng” nhưng mạng tinh thể & trạng thái Cu làm thay đổi tính từ, màu, hoạt tính, nên lựa chọn pha/mạng rất quan trọng trong xúc tác, cảm biến, quang–điện tử.

Sulfua đồng – “mềm–mềm” và mạng khác nhau → dẫn điện/hoạt tính khác

Cu₂S (chalcocite):

Cấu trúc: nhiều đa hình (thấp nhiệt: đơn tà; cao nhiệt: lục giác), ion Cu⁺ linh động trong mạng S²⁻ → dẫn ion/điện đáng kể ở T cao.
Hoá học: Tương đối dễ bị oxi hoá thành CuS/CuO; cơ sở của tuyển nổi và luyện đồng.

CuS (covellite):

Cấu trúc: lục giác dạng lớp; liên kết Cu–S và S–S (một phần S trong trạng thái “bán peroxit”), tạo mạng dẫn điện loại p.
Hoá học: Hoạt tính bề mặt cao hơn Cu₂S; ứng dụng trong điện hoá, hấp phụ S/Se, xúc tác.

So sánh:

Cu₂S có Cu⁺ di động → vận chuyển ion tốt; CuS có mạng lớp → dẫn điện bậc cao hơn, hoạt tính hấp phụ/điện hoá mạnh.
Cả hai rất bền với axit loãng không oxi hoá; hoà tan trong tác nhân oxi hoá (HNO₃, Cl₂/Cl⁻, O₂/complex).

Halogenua đồng – cấu trúc gần “spinel/zincblende”, bền theo I⁻ > Br⁻ > Cl⁻

Cu(I) halogenua: CuCl, CuBr, CuI thường có mạng gần sphalerite/wurtzite (anion xếp chặt, Cu⁺ lấp lỗ tứ diện); rất ít tan, đặc biệt CuI. Bền nhờ tương tác mềm–mềm (Cu⁺ d¹⁰ với halide nặng).

Cu(II) halogenua: CuCl₂, CuBr₂ tạo chuỗi/phức tetrahalido ([CuCl₄]²⁻…), màu lục–nâu; dễ bị khử về Cu(I) trong môi trường có tác nhân khử/hơi ẩm + kim loại Cu (tạo hỗn hợp “mixed–valence”).

Ăn mòn & lớp màng:

Không thụ động kiểu Al. Trong khí ẩm + CO₂: hình thành patina (carbonat kiềm đồng) bảo vệ.

Trong Cl⁻ (nước biển): muối clorua không bảo vệ, dễ ăn mòn kẽ hở/lỗ.

Trong NH₃ + O₂: Cu tan tạo phức [Cu(NH₃)₄]²⁺ (ăn mòn amoniac – nền tảng ăn mòn của một số hợp kim đồng).

Phản ứng tạo phức kéo cân bằng (Le Châtelier):

\[Cu(OH)_{2 (s)} + 4NH_3 \rightleftharpoons [Cu(NH_3)_4]^{2+} + 2OH^-\]

(kết tủa xanh → dung dịch xanh đậm).

Ứng dụng của phản ứng và sản phẩm

Chuẩn bị muối đồng(II) nitrat (Cu(NO₃)₂): muối này là tiền chất trong tổng hợp hợp chất đồng, chế tạo chất xúc tác, nhuộm, thuốc thử phân tích. Trên quy mô nhỏ, Cu(NO₃)₂ thường được điều chế bằng cách hòa tan đồng trong HNO₃ và tinh chế tiếp theo.

Các tiền đề nghiên cứu xúc tác và điện hoá: phản ứng cho phép nghiên cứu cơ chế giảm nitrat trên bề mặt kim loại, một chủ đề quan trọng đối với công nghệ khử nitrat trong xử lý nước và tổng hợp hóa học.