Creo que sus asignaciones para las ecuaciones necesitan ser inspeccionadas de cerca. Veamos esas ecuaciones con sus potenciales redox:
En condiciones de dilución (por ejemplo, relación de $\ce{HNO3}$ a $\ce{Cu}$ es 8:3): $$ \begin{align} \ce{NO3-(aq) + 4H3O+(aq) + 3e- &<=> NO(g) + 6H2O(l)} &E^\circ = \pu{0.957 V}\\ \ce{Cu(s) &<=> Cu^2+ (aq) + 2e-} &E^\circ = \pu{-0.342 V}\\ \ce{2NO3-(aq) + 8H3O+(aq) + 3Cu (s) &-> 3Cu^2+(aq) + 2NO(g) + 12H2O(l)}&E^\circ_{\text{rxn}} = \pu{0.615 V} \end{align}$$
En condiciones de concentración (por ejemplo, relación de $\ce{HNO3}$ a $\ce{Cu}$ es 4:1): $$ \begin{align} \ce{2NO3-(aq) + 4H3O+(aq) + 2e- &<=> N2O4(g) + 6H2O(l)} &&E^\circ = \pu{0.803 V}\\ \ce{Cu(s) &<=> Cu^2+ (aq) + 2e-} &&E^\circ = \pu{-0.342 V}\\ \ce{2NO3-(aq) + 4H3O+(aq) + Cu (s) &-> Cu^2+(aq) + N2O4(g) + 6H2O(l)}&&E^\circ_{\text{rxn}} = \pu{0.461 V} \end{align}$$
Como esta reacción concentrada es exotérmica, el incoloro $\ce{N2O4}$ El gas se descompone en marrón rojizo $\ce{NO2}$ gas según $\ce{N2O4 (g) <=> 2NO2 (g)},~\Delta H^\circ = \pu{+57.2 kJ mol^{-1}}$
Basado en $E^\circ_{\text{rxn}}$ se puede suponer que la reacción concentrada es menos espontánea. Sin embargo, algunos disueltos $\ce{N2O4}$ todavía puede sufrir la siguiente reacción redox, que es la más espontánea de las tres:
$$ \begin{align} \ce{N2O4(aq) + 4H3O+(aq) + 4e- &<=> 2NO(g) + 6H2O(l)} &E^\circ = \pu{1.035 V}\\ \ce{Cu(s) &<=> Cu^2+ (aq) + 2e-} &E^\circ = \pu{-0.342 V}\\ \ce{N2O4(aq) + 4H3O+(aq) + 2Cu(s) &-> 2Cu^2+(aq) + 2NO(g) + 6H2O(l)}&E^\circ_{\text{rxn}} = \pu{0.693 V} \end{align}$$
Si podemos considerar la pérdida de $\ce{N2O4}$ a $\ce{NO2}$ es despreciable, entonces la oxidación total de $\ce{Cu}$ con ambos conc. $\ce{HNO3}$ y $\ce{N2O4}$ se puede escribir como: $$ \begin{align} \ce{2NO3-(aq) + 8H3O+(aq) + 3Cu (s) &-> 3Cu^2+(aq) + 2NO(g) + 12H2O(l)}&E^\circ_{\text{rxn}} = \pu{1.154 V} \end{align}$$
Aunque se trata de una reacción idéntica a la que se produce en condiciones diluidas, la reacción procede de forma mucho más favorable (comparar $E^\circ_{\text{rxn}}$ en ambas condiciones).
Edición tardía:
He tratado de evitar criticar los valores de la literatura sobre este tema, pero mi respuesta hasta ahora ha suscitado preguntas de personas interesadas. Por lo tanto, trataré de hacer todo lo posible para manejarlo con la mayor delicadeza posible.
Que yo sepa, no debería haber ninguna duda sobre si conc. $\ce{HNO3}$ es mejor agente oxidante que el diluido $\ce{HNO3}$ . El reactivo oxidante aquí es el $\ce{NO3-}$ ion, como mis ecuaciones descritas anteriormente. Por ejemplo, cualquier $\ce{NO3-}$ ion (digamos $\ce{KNO3}$ ) se oxidará $\ce{Cu}$ en un medio ácido (digamos, $\ce{HCl}$ ). Al utilizar el producto diluido o concentrado $\ce{HNO3}$ , proporcionamos cómodamente ambos $\ce{NO3-}$ iones y $\ce{H3O+}$ para nuestra reacción redox. Esta reacción se basa en gran medida en las condiciones de reacción. Creo que nadie conoce el proceso exacto, pero todo el mundo especula por los resultados. Esa es la razón por la que estás viendo demasiadas ecuaciones diferentes en diferentes fuentes. Estoy usando la tabla completa en: http://sites.chem.colostate.edu/diverdi/all_courses/CRC%20reference%20data/electrochemical%20series.pdf que creo que es más realista. Ahora, considere las siguientes 2 preguntas:
La pregunta 1: Si el ácido nítrico concentrado es un mejor agente oxidante, ¿por qué sólo oxida 2 moles de Cu por cada 8 moles de ácido nítrico frente a la relación 3:8 en el diluido?
Respuesta: Conc. $\ce{HNO3}$ tiene más $\ce{NO3-}$ disponible para reaccionar. Cuando está disponible, dos moles de ella reaccionan con 1 mol de $\ce{Cu}$ para dar un producto más estable, $\ce{N2O4}$ ( $\Delta H^\circ_f = \pu{+9.16 kJ/mol}$ ) en comparación con $\ce{NO}$ ( $\Delta H^\circ_f = \pu{+90.25 kJ/mol}$ ).
La pregunta 2: ¿Por qué hay un cambio de -1 en el estado de oxidación de $\ce{N}$ en solución concentrada frente a -3 en solución diluida?
Respuesta: Mira la última serie de reacciones que implican $\ce{N2O4}$ que se da en mi respuesta original. Cambio eventual del estado de oxidación de $\ce{N}$ es el mismo en ambos casos. Esta reacción no es sólo una cuestión de poder. No creo que nadie haya estudiado aún este proceso en detalle. Me gustaría aclarar mi punto de vista dando algunos procesos redox conocidos de $\ce{NO3-}$ .
$$ \begin{align} \ce{NO3-(aq) + 3H3O+(aq) + 2e- &<=> HNO2(aq) + 4H2O(l)} &E^\circ = \pu{0.934 V}\\ \ce{NO3-(aq) + 4H3O+(aq) + 3e- &<=> NO(g) + 6H2O(l)}&E^\circ = \pu{0.957 V} \end{align}$$
Ambos procesos se dan en condiciones relativamente similares (digamos, $\pu{2M}$ vs $\pu{3M}~\ce{HNO3}$ ). En el proceso (1), el estado de oxidación de $\ce{N}$ cambia de +5 a +3 mientras que en (2), era de +5 a +2. Qué proceso dominó cuando se sometieron a oxidar la cantidad adecuada de $\ce{Cu}$ ?
