Anoden är elektroden där oxidationsreaktionen

\ börjar {align} \ ce {Red -> Ox + e -} \ end {align}

äger rum medan katoden är elektroden där reduktionsreaktionen

\ börjar {align} \ ce {Ox + e- -> Red} \ end {align}

äger rum. Således definieras katod och anod.

Galvanisk cell

Nu fortsätter reaktionen i en galvanisk cell utan att en extern potential hjälper den. Eftersom du vid anoden har oxidationsreaktionen som producerar elektroner får du en uppbyggnad av negativ laddning under reaktionens gång tills elektrokemisk jämvikt uppnås. Således är anoden negativ.

Vid katoden, å andra sidan, har du en reduktionsreaktion som förbrukar elektroner (lämnar positiva (metall) joner bakom elektroden) och därmed leder till en uppbyggnad med positiv laddning under reaktionens gång tills elektrokemisk jämvikt uppnås. Således är katoden positiv.

Elektrolytisk cell

I en elektrolytisk cell använder du en extern potential för att tvinga reaktionen att gå i motsatt riktning. Nu är resonemanget omvänd. Vid den negativa elektroden där du har producerat en hög elektronpotential via en extern spänningskälla "skjuts" elektroner ut ur elektroden, vilket reducerar den oxiderade arten $ \ ce {Ox} $, eftersom elektronenerginivån inuti elektroden (Fermi Nivå) är högre än energinivån för LUMO på $ \ ce {Ox} $ och elektronerna kan sänka sin energi genom att uppta denna orbital - du har så att säga mycket reaktiva elektroner. Så den negativa elektroden kommer att vara den där reduktionsreaktionen kommer att äga rum och därmed är det katoden.

Vid den positiva elektroden där du har producerat en låg elektronpotential via en extern spänningskälla "sugs elektroner in i" elektroden och lämnar den reducerade arten $ \ ce {Red} $ eftersom elektronenerginivån inuti elektroden ( Fermi Level) är lägre än energinivån för HOMO på $ \ ce {Red} $. Så den positiva elektroden kommer att vara den där oxidationsreaktionen kommer att äga rum och därmed är det anoden.

En berättelse om elektroner och vattenfall

Eftersom det är en viss förvirring angående de principer som en elektrolys fungerar på, jag försöker en metafor för att förklara den. Elektroner flödar från ett område med hög potential till ett område med låg potential, precis som vatten faller ner ett vattenfall eller rinner ner i ett lutande plan. Anledningen är densamma: vatten och elektroner kan sänka sin energi på detta sätt. Nu fungerar den externa spänningskällan som två stora floder anslutna till vattenfall: en i hög höjd som leder mot ett vattenfall - det skulle vara minuspolen - och en i låg höjd som leder bort från ett vattenfall - det skulle vara plus Pol. Elektroderna skulle vara som flodens punkter strax före eller efter vattenfallen på den här bilden: katoden är som kanten på ett vattenfall där vattnet faller ner och anoden är som den punkt där vattnet faller in.

Okej, vad händer vid elektrolysreaktionen? Vid katoden har du situationen i hög höjd. Så elektronerna flyter till "kanten av deras vattenfall". De vill "falla ner" för bakom dem trycker floden mot kanten och utövar någon form av "tryck". Men var kan de falla ner till? Den andra elektroden separeras från dem med lösningen och vanligtvis ett membran. Men det finns $ \ ce {Ox} $ -molekyler som har tomma tillstånd som ligger energiskt under elektrodens. De tomma tillstånden är som små dammar som ligger på en lägre höjd där en liten bit av vattnet från floden kan falla i. Så varje gång en sådan $ \ ce {Ox} $ -molekyl kommer nära elektroden tar en elektron chansen att hoppa till den och reducera den till $ \ ce {Red} $. Men det betyder inte att elektroden plötsligt saknar en elektron eftersom floden ersätter den "utskjutna" elektronen omedelbart. Och spänningskällan (källan till floden) kan inte torka av elektroner eftersom den hämtar sina elektroner från eluttaget.

Nu anoden: Vid anoden har du situationen med låg höjd. Så här ligger floden lägre än allt annat. Nu kan du föreställa dig HOMO-tillstånden för $ \ ce {Red} $ -molekylerna som små barriärsjöar som ligger på en högre höjd än vår flod. När en $ \ ce {Red} $ -molekyl kommer nära elektroden är det som att någon öppnar flodgrindarna till barriärsjön. Elektronerna flödar från HOMO in i elektroden och skapar därmed en $ \ ce {Ox} $ -molekyl. Men elektronerna stannar inte i elektroden, så att säga, de bärs bort av floden. Och eftersom floden är en så stor enhet (mycket vatten) och vanligtvis rinner ut i ett hav, förändrar inte det lilla "vattnet" som läggs till den floden mycket. Den förblir densamma, oförändrad så att varje gång en översvämningsgrind öppnas kommer vattnet från barriärsjön att falla på samma avstånd.

Elektroden vid vilken oxidation sker kallas anoden, medan elektroden vid vilken reduktion sker kallas katoden.

  Reduktion -> katod Oxidation -> anod  kod > 

Om du ser att galvanisk cellreduktion sker vid vänster elektrod, så är den vänstra katoden. Oxidation sker vid höger elektrod, så den rätta är anoden.

Medan elektrolytisk cellreduktion sker vid höger elektrod, så är rätt katoden. Oxidation sker vid vänster elektrod, så den vänstra är anoden.

Jag är ingen expert eller forskare, men utifrån vad jag läser i alla dessa förklaringar och vad jag märker av illustrationen blir det uppenbart ... åtminstone för mig ... vilket jag tycker kan klargöra polaritetsförändring mellan den galvaniska cellen och den elektrolytiska cellen för den här användaren. Katod) (med avsikt att använda de mest grundläggande termerna) är anoden negativ här eftersom flödet härrör från elektrolyten in i glödlampan, för vilken, om lampans poler märktes, skulle de matcha elektrolyten i den andra cellen som det är den kraft som kommer från glödlampan som driver flödet till cellens katod, och cellens katod drar från glödlampan.

I den elektrolytiska cellen tar "elektrolyten" rollen som glödlampan av den galvaniska cellen, eftersom elektronerna skickas till den från strömkällan och inte är det i sig själv källan till flödet, men är underkastad kraften från flödeskällan.

SÅ precis som den galvaniska cellens anod skickar till glödlampan och elektrolyten är märkt som den galvaniska cellens belastning och överför dess inkommande negativa kraft från strömkällan, och detta trycker igenom elektrolyten som flödet FRÅN glödlampan.

Det kan vara lättare om du noterar att strömkällan INTE är elektrolyten och tekniskt sett är den svarta terminalen på strömförsörjningen den SANNA anoden (Sändning) och den röda sidan den Sanna katoden, (mottagande) men när man identifierar den reaktiva substansen nedsänkt / omgiven av den elektrolytiska substansen, ger anoden upp sina joner, som sedan lägger till katoden som tar emot dem.

Därför namnger inte etiketterna i den elektrolytiska cellen "flödeskällan", utan reaktionen av de berörda substanserna, på grund av den kraft / flöde som påförs dem från strömkällan, men är inte KÄLLA för källan, och bör därför inte märkas som ett ... och det finns bara två alternativ för att märka dem, och eftersom det inte kan ändras vid strömkällan kan det bara b ändras vid kontaktpunkten med elektrolyten!

Detta är åtminstone vad jag har förstått genom att granska kommentarerna och illustrationerna.

Jag hoppas verkligen att det hjälper till att klargöra motiveringen för omvändning av etiketter för den här användaren och alla andra kämpar med konceptet att vara på grund av att strömkällan måste märkas som - Anod och + Katod ... tvingar objektet som strömmen spelar för att vara motsatt trots deras poler och på grund av flödesriktning.

Jag menar det här svaret som ett komplement till tidigare svar.

Som redan diskuterats kommer du alltid att ha en oxidationsreaktion i anoden $ \ mathrm {\; Röd \; \ longrightarrow \; Ox + e ^ -} $ , medan du i katoden kommer att observera reduktionsreaktionen $ \ mathrm {\; Red \; + e ^ - \ longrightarrow \; Ox} $ .

Reduktions- och oxidationsreaktionerna är alltid kopplade, så den ena elektroden fungerar som en källa till elektroner och den andra som en diskbänk. I den galvaniska cellen är den totala reaktionen spontan och strömmen flyter från anoden till katoden. Å andra sidan, i en elektrolytisk cell, driver vi reaktionen i en icke-spontan mening med en extern potential (till exempel med hjälp av en strömförsörjning).

Jag tycker att den här bilden bör tydliggöra operationen av båda typerna av celler, processerna som inträffar vid varje elektrod och teckenkonventionen.

Även om det illustrerar en specifik reaktion, du kan generalisera den till andra system.

Bildens källa är Elektrolys I vid Chemistry.LibreTexts.

(+) och (-) avser flödet av elektroner i strömförsörjningen. I en galvanisk (voltaisk) cell är själva cellen strömförsörjningen. I en elektrolytisk cell är cellen ansluten till en extern strömförsörjning. Så även om beteckningen av anod och katod är direkt kopplad till riktningen för elektronernas flöde i en cell, hur (+) och (-) relaterar till anod och katod beror på om reaktionen går mot jämvikt eller inte (i fallet av uppladdningsbara batterier, oavsett om du tömmer eller laddar batteriet). Beroende på reaktionsriktningen ändras anod- och katodetiketter medan (+) och (-) etiketter förblir desamma.

Ett exempel illustrerar detta. Här är två blybatterier anslutna på ett sätt där den laddade laddar den tomma:

Etiketten (+) och (-) hänför sig till den riktning som elektronerna skulle flöda om de laddar ur (naturligtvis kan det döda batteriet inte laddas ur längre, så du kunde inte berätta experimentellt). Anod- och katodetiketterna hänvisar till den specifika situationen. Så om du ansluter en högre spänning till det laddade batteriet istället för det döda batteriet, skulle du ladda det ytterligare. Detta skulle vända den kemiska reaktionen i det batteriet och anod- och katodetiketterna måste bytas.

I ett annat scenario kan du ta två 12 volt batterier och ansluta dem i serie (anslut (+ ) av en med (-) av den andra). Detta skulle ge dig ett 24 volts batteri, och om du ansluter en konsument till det, skulle katoden vara (+) och anoden vara (-) för dem båda.

För blybatteriet, ( +) och (-) ändras aldrig, så det är bra att märka elektroderna permanent. I en koncentrationscell beror (+) och (-) på koncentrationen av redoxarter i de två halva cellerna, så du kunde inte märka dem "med permanent markör".

Anoden är elektroden vid vilken oxidationshalvreaktionen äger rum.

I en galvanisk cell är reaktionen spontan, det finns ingen extern potential applicerad, och när anodmaterialet oxideras så gör anoden till den negativa elektroden. I en elektrolytisk cell är det den yttre potentialen som driver reaktionen, anoden är elektroden där oxidationsreaktionen sker, följaktligen är det denna gång elektroden med den positiva potentialen.

Jag lägger bara till ett bra mnemoniskt verktyg för att komma ihåg namngivningskonventionen:

Anode = anabasis (från grekiska ana = "uppåt", bainein = "att trampa eller marschera"), skulle elektroner gå uppåt från elektroden till ledningen = oxidation

Xenophon, Anabasis, "The March Up Country"

Katod = katabas (resan nedåt), elektroner skulle gå nedåt från ledningen till elektroden = förminskning

Termerna anabasis / katabas kan också tillämpas på andra domäner. T.ex. anabatiska / katabatiska processer i synoptisk meteorologi är processer relaterade till uppåt / nedåt konvektion av luft, som vid den främre och bakre sidan av kallfronten av den andra typen.