stanford-oval/wikipedia huggingface dataset:
كليفورد روبرتس
مراجع

↑  Tidey، Will (9 أبريل 2011). "Wall Street to Amen Corner: The rollercoaster life of 'Mr Masters'". CNN.com. مؤرشف من الأصل في 2017-04-08. اطلع عليه بتاريخ 2016-03-30.
↑  The Making of the Masters: Clifford Roberts, Augusta National, and Golf's Most Prestigious Tournament, by ديفيد أوين, Simon and Schuster, 1999, (ردمك 0-684-85729-4)
↑  "Plaque honors Cliff Roberts". Spokesman-Review. Spokane, Washington. 6 نوفمبر 1977. ص. D8. مؤرشف من الأصل في 2016-06-17.
وصلات خارجية

| ضبط استنادي  | ضبط استنادي  |
| --- | --- |
دولية:  المُعرِّف مُتعدِّد الأوجه (FAST)  الاسم المعياري الدولي (ISNI)  ملف الضبط الاستنادي الافتراضي الدَّولي (VIAF)  مركز المكتبة الرقمية على الإنترنت (WC Entities) 
وطنية:  مكتبة الكونغرس (LCNAF)  المكتبة القومية اليونانية (NLG)  المَكنز الوطني للمؤلِّفين (NTA) 
أخرى:  الشبكات الاجتماعية ونظام المحتوى المؤرشف (SNAC Ark) 
بوابة غولف
بوابة الولايات المتحدة
بوابة أعلام
سياسة محلية

ميخائيل غورباتشوف يلقي كلمة أمام جلسة للجمعية العامة للأمم المتحدة خلال زيارته الرسمية للولايات المتحدة ديسمبر 1988
السياسة المحلية أو السياسة الداخلية هي قرارات إدارية تتعلق مباشرة بجميع القضايا والأنشطة داخل حدود الدولة. تختلف عن السياسة الخارجية، التي تشير إلى الطرق التي تقدم بها الحكومة مصالحها في السياسة الخارجية. تغطي السياسة المحلية مجموعة واسعة من المجالات، بما في ذلك الأعمال التجارية والتعليم والطاقة والرعاية الصحية وإنفاذ القانون والمال والضرائب والموارد الطبيعية والرعاية الاجتماعية والحقوق والحريات الشخصية.
تشكيل وتنفيذ السياسة المحلية

يحدد شكل الحكومة في أي دولة معينة إلى حد كبير كيفية تشكيل سياستها المحلية وتنفيذها. في ظل الحكومات الاستبدادية، قد تسعى المجموعة الحاكمة إلى تحقيق أهداف سياستها المحلية دون مدخلات أو موافقة الشعب الذي يخضع للحكم. لكن في المجتمعات الديمقراطية البرلمانية، إرادة المواطنين لها تأثير أكبر بكثير.
في الديمقراطية، يكون التصميم الرسمي للسياسة المحلية بشكل رئيسي من مسؤولية القادة المنتخبين، وهيئات التشريع، والوكالات الحكومية المتخصصة. لكن هناك عددًا من العوامل الأخرى تلعب أيضًا دورًا في هذه العملية. فالناخبون، على سبيل المثال، هم من يقررون من هم الأفراد والأحزاب السياسية التي لها سلطة تحديد السياسة. توزع وسائل الإعلام وتعرض معلومات عن القضايا المحلية وتؤثر على معتقدات الناس وآرائهم. تعمل جماعات الضغط ومجموعات الناشطين والمنظمات الأخرى أيضًا للتأثير على السياسة من خلال مجموعة متنوعة من الأساليب. قد تشمل هذه الأساليب التبرعات المالية أو وعود الدعم أو الحملات الإعلانية أو المظاهرات والاحتجاجات.
تعتمد فعالية السياسة المحلية على البيروقراطية الحكومية (نظام الوكالات) التي تضع القوانين والبرامج موضع التنفيذ. في بعض الحالات، تتصرف البيروقراطيات ببطء أو بشكل غير فعال، أو تفشل في تطبيق السياسات كما كان الغرض منها في الأصل. قد تواجه السياسة المحلية أيضًا تحديات في المحاكم. في العديد من البلدان، تتمتع المحاكم بسلطة المراجعة القضائية، مما يسمح لقضاتها بإلغاء أي إجراء تشريعي أو تنفيذي يجدون أنه ينتهك دستور النظام السياسي.
مراجع

↑  "معلومات عن سياسة محلية على موقع d-nb.info". d-nb.info. مؤرشف من الأصل في 2021-09-05.
↑  "معلومات عن سياسة محلية على موقع babelnet.org". babelnet.org. مؤرشف من الأصل في 2020-11-21.
في كومنز مواد ذات صلة بـ سياسة محلية.
بوابة الولايات المتحدة
بوابة السياسة
| ضبط استنادي  | ضبط استنادي  |
| --- | --- |
وطنية:  الملف الاستنادي المتكامِل (GND)  قاعدة البيانات الوطنية التشيكية (NLCR AUT) 
أخرى:  موسوعة أوكرانيا الحديثة (ESU)
جوي تشيك

| جوي تشيك | جوي تشيك |
| --- | --- |
 :  
 معلومات شخصية :  معلومات شخصية 
الميلاد: 22 يونيو 1979   (45 سنة)   غرينزبورو  
مواطنة:  الولايات المتحدة  
الطول: 185 سنتيمتر  
الوزن: 79 كيلوغرام  
 الحياة العملية  :  الحياة العملية  
المدرسة الأم: جامعة برينستون ثانوية جيمس بي دادلي  ‏  
المهنة: متزلج سريع  
الرياضة: التزلج السريع  
تعديل مصدري - تعديل  : تعديل مصدري - تعديل  
جوي تشيك (بالإنجليزية: Joey Cheek)‏ هو متزلج سريع أمريكي، ولد في 22 يونيو 1979 في غرينزبورو في الولايات المتحدة.
مراجع

1 2  Olympedia (بالإنجليزية), 2006, QID:Q95606922
↑  SpeedSkatingNews.info، QID:Q29405159
↑  "Speed Skating Hall of Fame.com". مؤرشف من الأصل في 2017-02-14. اطلع عليه بتاريخ 2016-10-15.
↑  "Joey Cheek". sports-reference.com. سبورتس رفرنس. مؤرشف من الأصل في 2019-10-02. اطلع عليه بتاريخ 2017-05-09.
↑  "Joey Cheek - SpeedSkatingStats.com". مؤرشف من الأصل في 2016-04-05. اطلع عليه بتاريخ 2016-10-15.
وصلات خارجية

جوي تشيك على موقع SpeedSkatingBase.eu (الإنجليزية)
جوي تشيك على موقع SpeedSkatingNews.info (الإنجليزية)
جوي تشيك على موقع SpeedSkatingStats.com (الإنجليزية)
جوي تشيك على موقع اللجنة الأولمبية الدولية (الإنجليزية)
جوي تشيك على موقع أوليمبيديا (الإنجليزية)
في كومنز مواد ذات صلة بـ جوي تشيك.
بوابة ألعاب أولمبية
بوابة الولايات المتحدة
بوابة أعلام
سيليا باركر وولي

| سيليا باركر وولي | سيليا باركر وولي |
| --- | --- |
 :  
 معلومات شخصية :  معلومات شخصية 
الميلاد: 14 يونيو 1848     توليدو  
الوفاة: 9 مارس 1918 (69 سنة)       شيكاغو  
مواطنة:  الولايات المتحدة  
 الحياة العملية  :  الحياة العملية  
المهنة: روائية،  وكاتِبة  
تعديل مصدري - تعديل  : تعديل مصدري - تعديل  
سيليا باركر وولي (بالإنجليزية: Celia Parker Woolley)‏ (14 يونيو 1848، توليدو في الولايات المتحدة - 9 مارس 1918، شيكاغو في الولايات المتحدة)؛ روائية أمريكية.
المصادر

1 2  FemBio-Datenbank | Celia Parker Woolley (بالألمانية والإنجليزية), QID:Q61356138
1 2   https://en.wikisource.org/wiki/Woman_of_the_Century/Celia_Parker_Woolley. {{استشهاد ويب}}: |url= بحاجة لعنوان (مساعدة) والوسيط |title= غير موجود أو فارغ (من ويكي بيانات) (مساعدة)
↑  Charles Dudley Warner, ed. (1897), Library of the World's Best Literature (بالإنجليزية), QID:Q19098835
↑  "An Able Woman Preacher". Wilkes-Barre Times Leader, the Evening News. 17 أغسطس 1894. مؤرشف من الأصل في 2019-12-08. اطلع عليه بتاريخ 2017-01-11 – عبر Newspapers.com. {{استشهاد بخبر}}: |archive-date= / |archive-url= timestamp mismatch (مساعدة)
↑  Crocco، Margaret؛ Hendry، Petra Munro (1999). Pedagogies of Resistance: Women Educator Activists, 1880-1960. Teachers College Press. ص. 32. ISBN:0807762970. مؤرشف من الأصل في 2019-12-15.
↑  "Mrs. Celia Parker Woolley". Los Angeles Herald. 11 سبتمبر 1894. مؤرشف من الأصل في 2019-12-08. اطلع عليه بتاريخ 2017-01-10 – عبر Newspapers.com. {{استشهاد بخبر}}: |archive-date= / |archive-url= timestamp mismatch (مساعدة)
بوابة أعلام
بوابة المرأة
بوابة أدب
بوابة الولايات المتحدة
في كومنز مواد ذات صلة بـ سيليا باركر وولي.
| ضبط استنادي  | ضبط استنادي  |
| --- | --- |
دولية:  المُعرِّف مُتعدِّد الأوجه (FAST)  الاسم المعياري الدولي (ISNI)  ملف الضبط الاستنادي الافتراضي الدَّولي (VIAF)  مركز المكتبة الرقمية على الإنترنت (WC Entities) 
وطنية:  المكتبة الوطنية الفرنسية (BnF)  الملف الاستنادي المتكامِل (GND)  المكتبة القومية الإسرائيلية (J9U)  مكتبة الكونغرس (LCNAF) 
أخرى:  الشبكات الاجتماعية ونظام المحتوى المؤرشف (SNAC Ark)
إيرفن سابو

| إيرفن سابو> (بالمجرية: Szabó Ervin)‏    | إيرفن سابو> (بالمجرية: Szabó Ervin)‏    |
| --- | --- |
 :  
 معلومات شخصية :  معلومات شخصية 
 اسم الولادة: (بالمجرية: Schlesinger Sámuel Ármin)‏  
الميلاد: 23 أغسطس 1877    
الوفاة: 29 سبتمبر 1918 (41 سنة)       بودابست  
سبب الوفاة: الإنفلونزا الإسبانية  
مواطنة:  المجر  
 الحياة العملية  :  الحياة العملية  
المهنة: أمين مكتبة،  وصحفي،  وعالم اجتماع،  ونقابي  
اللغات: المجرية  
تعديل مصدري - تعديل  : تعديل مصدري - تعديل  
إيرفن سابو (بالمجرية: Szabó Ervin)‏ هو أمين مكتبة وصحفي مجري، ولد في 23 أغسطس 1877 في  في سلوفاكيا، وتوفي في 29 سبتمبر 1918 في بودابست في المجر بسبب الإنفلونزا الأسبانية.
مراجع

↑  About Ervin Szabó نسخة محفوظة 27 يونيو 2018 على موقع واي باك مشين.
وصلات خارجية

| ضبط استنادي  | ضبط استنادي  |
| --- | --- |
دولية:  المُعرِّف مُتعدِّد الأوجه (FAST)  الاسم المعياري الدولي (ISNI)  ملف الضبط الاستنادي الافتراضي الدَّولي (VIAF)  مركز المكتبة الرقمية على الإنترنت (WC Entities) 
وطنية:  المكتبة القومية الإسبانية (BNE)  المكتبة الوطنية الفرنسية (BnF)  الملف الاستنادي المتكامِل (GND)  المكتبة الوطنية الإيطالية (SBN)  المكتبة القومية الإسرائيلية (J9U)  مكتبة الكونغرس (LCNAF)  قاعدة البيانات الوطنية التشيكية (NLCR AUT)  المَكنز الوطني للمؤلِّفين (NTA)  المكتبة القومية في بولندا (NLP) 
تراجم:  الفهارس الألمانية (DtBio) 
أخرى:  النظام الجامعي للتوثيق (IdRef) 
في كومنز مواد ذات صلة بـ إيرفن سابو.
بوابة أعلام
بوابة السياسة
بوابة المجر
بوابة شيوعية
بوابة علم المكتبات والمعلومات
بوابة لاسلطوية
حالة الأكسدة

حالة الأكسدة تسمى أيضاً عدد الأكسدة أو مرحلة الأكسدة، وهو مصطلح يشير إلى درجة تأكسد ذرة في مركب كيميائي. فمفهوم حالة الأكسدة هي الشحنة الكهربائية التي تكتسبها ذرة إذا كانت جميع ارتباطاتها مع عناصر أخرى من نوع الرابطة الأيونية بنسبة 100%.
وتمثل حالة الأكسدة بأرقام صحيحة قد تكون موجبة أو سالبة الإشارة وقد تكون مساوية للصفر. وفي بعض الحالات يمكن أن تكون حالة الأكسدة كسرًا مثل 8/3 للحديد في (Fe3O4).
أعلى حالة أكسدة تم الإعلان عنها +9 في الكاتيون رباعي أكسيد الإريديوم (+IrO4)،  من المتوقع وجود حالة الأكسدة +10 والتي يمكن تحقيقها بواسطة البلاتين في الكاتيون رباعي البلاتين. كما تتواجد درجة التأكسد +8 في رباعي أكسيد الزينون ورباعي أكسيد الروثينيوم ورباعي أكسيد الأوزميوم بينما أقل حالة أكسدة هي −5 كما هو الحال في البورون في Al3BC.
زيادة حالة أكسدة ذرة خلال تفاعل كيميائي يسمى «أكسدة» وأما انخفاض حالة الأكسدة  فيسمى اختزال. وتتضمن تلك التفاعلات انتقال للإلكترونات. ويعتبر اكتساب ذرة إلكترونات اختزالًا أما فقدانها إلكترونات فهو أكسدة. حالة الأكسدة للعناصر النقية تساوي صفرًا.
تحتوي معظم العناصر على أكثر من حالة أكسدة محتملة على سبيل المثال يحتوي الكربون على تسع حالات أكسدة صحيحة محتملة من −4 إلى +4.
تصف حالة الأكسدة، التي يشار إليها أحيانًا برقم الأكسدة، درجة الأكسدة (فقدان الإلكترونات) للذرة في مركب كيميائي. من الناحية المفاهيمية، فإن حالة الأكسدة، التي قد تكون موجبة أو سالبة أو صفرية، هي الشحنة الافتراضية التي يمكن أن تمتلكها الذرة إذا كانت جميع الروابط إلى ذرات العناصر المختلفة أيونية بنسبة 100٪، بدون أي مكون تساهمي. هذا ليس صحيحًا تمامًا بالنسبة للسندات الحقيقية.
استخدم أنطوان لافوازييه مصطلح الأكسدة للدلالة على تفاعل مادة مع الأكسجين. بعد ذلك بوقت طويل، تم إدراك أن المادة، عند تأكسدها، تفقد الإلكترونات، وتم توسيع المعنى ليشمل التفاعلات الأخرى التي تفقد فيها الإلكترونات، بغض النظر عما إذا كان الأكسجين متورطًا.
يتم تمثيل حالات الأكسدة عادةً بأعداد صحيحة قد تكون موجبة أو صفرية أو سالبة. في بعض الحالات، يكون متوسط حالة الأكسدة لعنصر ما هو كسر، مثل8/3 للحديد في المغنتيت Fe3O4 (انظر أدناه). تم الإبلاغ عن أعلى حالة أكسدة معروفة لتكون +9 في تيتروكسوريديوم (IX) كاتيون (IrO4+). من المتوقع أنه حتى حالة الأكسدة +10 يمكن تحقيقها بواسطة البلاتين في الكاتيون PtO42+ البلاتين (X) (PtO42+). أدنى حالة أكسدة هي −5، كما هو الحال بالنسبة للبورون في Al 3 قبل الميلاد.
تُعرف الزيادة في حالة أكسدة الذرة، من خلال تفاعل كيميائي، بالأكسدة؛ انخفاض في حالة الأكسدة كما هو معروف لحد. تتضمن مثل هذه التفاعلات النقل الرسمي للإلكترونات: فالمكاسب الصافية في الإلكترونات هي اختزال، وخسارة صافية للإلكترونات تتأكسد. بالنسبة للعناصر النقية، تكون حالة الأكسدة صفر.
لا تمثل حالة أكسدة الذرة الشحنة «الحقيقية» لتلك الذرة، أو أي خاصية ذرية فعلية أخرى. هذا ينطبق بشكل خاص على حالات الأكسدة العالية، حيث تكون طاقة التأين المطلوبة لإنتاج أيون موجب مضاعف أكبر بكثير من الطاقات المتوفرة في التفاعلات الكيميائية. بالإضافة إلى ذلك، قد تختلف حالات أكسدة الذرات في مركب معين اعتمادًا على اختيار مقياس الكهربية المستخدم في حسابها. وبالتالي، فإن حالة أكسدة الذرة في المركب هي مجرد شكلية. ومع ذلك، فمن المهم في فهم اصطلاحات التسمية للمركبات غير العضوية. أيضًا، يمكن تفسير العديد من الملاحظات المتعلقة بالتفاعلات الكيميائية على مستوى أساسي من حيث حالات الأكسدة.
في التسمية غير العضوية، يتم تمثيل حالة الأكسدة برقم روماني يوضع بعد اسم العنصر داخل الأقواس أو كحرف مرتفع بعد رمز العنصر.
تعريف الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC)

نشرت IUPAC «تعريفًا شاملاً لمصطلح حالة الأكسدة (توصيات IUPAC 2016)». إنه تقطير لتقرير الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية الفني «نحو تعريف شامل لحالة الأكسدة» من عام 2014. تعريف الكتاب الذهبي IUPAC الحالي لحالة الأكسدة هو:
«"حالة أكسدة الذرة هي شحنة هذه الذرة بعد التقريب الأيوني لروابطها غير المتجانسة..."»
ومصطلح رقم الأكسدة مرادف تقريبًا.
المبدأ الأساسي هو أن الشحنة الأيونية هي «حالة أكسدة الذرة، بعد التقريب الأيوني لروابطها»،  حيث يعني التقريب الأيوني، مع افتراض أن جميع الروابط أيونية. تم النظر في عدة معايير للتقريب الأيوني:
1) استقراء قطبية السند:
2) تخصيص الإلكترونات وفقًا لمساهمة الذرة في الترابط MO  / ولاء الإلكترون في نموذج LCAO-MO.
في الرابطة بين عنصرين مختلفين، يتم تخصيص إلكترونات الرابطة لمساهمها الذري الرئيسي / كهرسلبية أعلى؛ في الرابطة بين ذرتين من نفس العنصر، يتم تقسيم الإلكترونات بالتساوي. وذلك لأن معظم مقاييس الكهربية تعتمد على حالة ارتباط الذرة، مما يجعل تعيين حالة الأكسدة حجة دائرية إلى حد ما. على سبيل المثال، قد تتحول بعض المقاييس إلى حالات أكسدة غير عادية، مثل -6 للبلاتين في PtH 4 −2، لمقاييس باولين الكهرسلبية وموليكن. في بعض الأحيان، تؤدي اللحظات ثنائية القطب أيضًا إلى ظهور أرقام أكسدة غير طبيعية، كما هو الحال في CO وNO، والتي يتم توجيهها بنهايتها الإيجابية نحو الأكسجين. لذلك، فإن هذا يترك مساهمة الذرة في MO الرابطة، والطاقة المدارية الذرية، ومن الحسابات الكمومية الكيميائية للشحنات، باعتبارها المعايير الوحيدة القابلة للتطبيق مع قيم مقنعة للتقريب الأيوني. ومع ذلك، من أجل تقدير بسيط للتقريب الأيوني، يمكننا استخدام السالب الكهربية لألين،  حيث أن مقياس الكهربية فقط هو مستقل حقًا عن حالة الأكسدة، حيث إنه يتعلق بمتوسط التكافؤ ‐ طاقة الإلكترون للذرة الحرة:
تقرير

بينما تستخدم المستويات التمهيدية لتدريس الكيمياء حالات الأكسدة المفترضة، فإن توصية IUPAC  ومدخل الكتاب الذهبي يسردان خوارزميتين عامتين بالكامل لحساب حالات أكسدة العناصر في المركبات الكيميائية.
تقرير > نهج بسيط دون اعتبارات الترابط

تستخدم الكيمياء التمهيدية افتراضات: يتم حساب حالة الأكسدة لعنصر في صيغة كيميائية من الشحنة الكلية وحالات الأكسدة المفترضة لجميع الذرات الأخرى.
مثال بسيط يعتمد على افتراضين:
OS = +1 للهيدروجين.
OS = −2 للأكسجين
حيث يشير OS إلى حالة الأكسدة. ينتج عن هذا النهج حالات أكسدة صحيحة في أكاسيد وهيدروكسيدات أي عنصر منفرد، وفي أحماض مثل H 2 SO 4 أو H 2 Cr 2 O 7. يمكن تمديد تغطيتها إما بقائمة من الاستثناءات أو عن طريق إعطاء الأولوية للمسلمات. يعمل الأخير مع H 2 O 2 حيث تترك أولوية القاعدة 1 كلا الأكسجين بحالة أكسدة −1.
قد تؤدي الافتراضات الإضافية وترتيبها إلى توسيع نطاق المركبات لتناسب نطاق الكتاب المدرسي. كمثال، خوارزمية ما بعد واحدة من العديد من الممكن في تسلسل تنازلي الأولوية:
عنصر في شكل حر لديه OS = 0.
في مركب أو أيون، مجموع حالات الأكسدة يساوي الشحنة الكلية للمركب أو الأيون.
يحتوي الفلور في المركبات على OS = −1؛ يمتد هذا إلى الكلور والبروم فقط عندما لا يكون مرتبطًا بهالوجين أو أكسجين أو نيتروجين أخف.
تحتوي معادن المجموعة 1 والمجموعة 2 في المركبات على OS = +1 و +2 على التوالي.
يحتوي الهيدروجين على OS = +1 ولكنه يتبنى −1 عندما يرتبط بهيدريد معادن أو أشباه فلزات.
الأكسجين في المركبات له OS = −2.
تغطي هذه المجموعة من المسلمات حالات أكسدة الفلوريدات والكلوريدات والبروميدات والأكاسيد والهيدروكسيدات والهيدرات لأي عنصر منفرد. ويغطي جميع أحماض الأكسويدات لأي ذرة مركزية (وجميع أقاربها الفلورية والكلور والبرومو)، وكذلك أملاح هذه الأحماض مع معادن المجموعة 1 و 2. ويغطي أيضًا اليود والكبريتيدات والأملاح البسيطة المماثلة لهذه المعادن.
تقرير > خوارزمية تخصيص السندات

يتم تنفيذ هذه الخوارزمية على هيكل لويس (رسم بياني يوضح جميع إلكترونات التكافؤ). تساوي حالة الأكسدة تهمة ذرة بعد كل من في غير متجانس النوى تم تعيين السندات إلى أكثر- كهربية شريك السند (باستثناء عندما يكون هذا الشريك هو المستعبدين عكسية يجند لويس الحمضية) ومتجانس النوى تم تقسيم السندات على حد سواء:
حيث يمثل كل "-" زوج إلكترون (إما مشترك بين ذرتين أو على ذرة واحدة فقط)، و "OS" هو حالة الأكسدة كمتغير رقمي.
بعد تعيين الإلكترونات وفقًا للخطوط الحمراء العمودية في الصيغة، يُطرح العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ التي «تنتمي» الآن إلى كل ذرة من العدد N من إلكترونات التكافؤ للذرة المحايدة (مثل 5 للنيتروجين في المجموعة 15) للحصول على حالة أكسدة تلك الذرة.
يوضح هذا المثال أهمية وصف الترابط. صيغته الموجزة، HNO 3، تتوافق مع اثنين من أيزومرين هيكليين؛ حمض البيروكسينيتروز في الشكل أعلاه وحمض النيتريك الأكثر استقرارًا. باستخدام الصيغة HNO 3، فإن الطريقة البسيطة بدون اعتبارات الترابط تنتج 2 لجميع الأكسجين الثلاثة و +5 للنيتروجين، وهو ما يعتبر صحيحًا بالنسبة لحمض النيتريك. ومع ذلك، بالنسبة لحمض البيروكسينيتروز، فإن جزيئي الأكسجين في رابطة O-O يحتوي كل منهما على OS = −1 والنيتروجين لديه OS = +3، الأمر الذي يتطلب بنية لفهمها.
يتم التعامل مع المركبات العضوية بطريقة مماثلة؛ يتضح هنا على المجموعات الوظيفية التي تحدث بين CH 4 وCO 2 :
بشكل مشابه لمركبات المعادن الانتقالية؛ يحتوي CrO (O 2) 2 على اليسار على إجمالي 36 إلكترون تكافؤ (18 زوجًا يتم توزيعها)، وCr (CO) 6 على اليمين يحتوي على 66 إلكترونًا تكافؤًا (33 زوجًا):
تتمثل إحدى الخطوات الرئيسية في رسم بنية لويس للجزيء (محايد، كاتيوني، أنيوني): يتم ترتيب رموز الذرة بحيث يمكن ربط أزواج الذرات بواسطة روابط ثنائية إلكترونية كما في الجزيء (نوع من البنية «الهيكلية»)، ويتم توزيع إلكترونات التكافؤ المتبقية بحيث تحصل ذرات sp على ثماني بتات (ثنائي للهيدروجين) مع أولوية تزيد بالتناسب مع الكهربية. في بعض الحالات، يؤدي هذا إلى صيغ بديلة تختلف في أوامر السندات (تسمى المجموعة الكاملة منها صيغ الرنين). خذ بعين الاعتبار أنيون الكبريتات (SO42− مع 32 إلكترون تكافؤ؛ 24 من الأكسجين، 6 من الكبريت، 2 من شحنة الأنيون التي تم الحصول عليها من الكاتيون الضمني). أوامر الارتباط بالأكسجين الطرفي لا تؤثر على حالة الأكسدة طالما أن الأكسجين يحتوي على ثماني بتات. يعطي الهيكل العظمي، أعلى اليسار، حالات الأكسدة الصحيحة، كما يفعل هيكل لويس، أعلى اليمين (إحدى صيغ الرنين):
صيغة ترتيب السندات في الأسفل هي الأقرب إلى واقع أربعة أكسجين مكافئ لكل منها ترتيب رابطة إجمالي قدره 2. يشمل هذا المجموع سند النظام1/2 لالموجبة ضمني ويتبع 8 - تتطلب القاعدة N  أن يكون ترتيب رابطة ذرة المجموعة الرئيسية يساوي 8 ناقص إلكترونات التكافؤ N للذرة المحايدة، ويتم فرضها بأولوية تزيد بشكل متناسب مع الكهربية.
تعمل هذه الخوارزمية بالتساوي مع الكاتيونات الجزيئية المكونة من عدة ذرات. مثال على ذلك هو كاتيون الأمونيوم لثمانية إلكترونات تكافؤ (5 من النيتروجين، 4 من الهيدروجين، ناقص 1 إلكترون للشحنة الموجبة للكاتيون):
يؤكد رسم هياكل لويس مع أزواج الإلكترون كشرطات على التكافؤ الأساسي لأزواج الروابط والأزواج المنفردة عند عد الإلكترونات وتحريك الروابط على الذرات. الهياكل المرسومة بأزواج النقاط الإلكترونية هي بالطبع متطابقة بكل الطرق:
تقرير > خوارزمية تخصيص السندات > تحذير الخوارزمية

تحتوي الخوارزمية على تحذير، يتعلق بحالات نادرة من المجمعات المعدنية الانتقالية مع نوع من الترابط المرتبط بشكل عكسي كحمض لويس (كمقبول لزوج الإلكترون من المعدن الانتقالي)؛ يُطلق عليه رابط النوع زيد (بالإنجليزية: Z-type) في طريقة تصنيف الرابطة التساهمية الخاصة بـ جرين. ينشأ التحذير من الاستخدام المبسط للسلبية الكهربية بدلاً من الولاء الإلكتروني القائم على مدار جزيئي لتحديد العلامة الأيونية. أحد الأمثلة المبكرة هو مركب O 2 S − RhCl (CO) (PPh 3) 2  مع SO 2 باعتباره يجند متقبلًا عكسيًا (يتم إطلاقه عند التسخين). لذلك، فإن رابطة Rh-S هي أيونية مستقراء ضد كهرومغناطيسية ألن للروديوم والكبريت، مما يؤدي إلى حالة أكسدة +1 للروديوم:
تقرير > خوارزمية تجميع أوامر السندات

تعمل هذه الخوارزمية على هياكل لويس والرسوم البيانية للسندات للمواد الصلبة الممتدة (غير الجزيئية):
«يتم الحصول على حالة الأكسدة عن طريق جمع أوامر الرابطة النووية غير المتجانسة في الذرة على أنها موجبة إذا كانت تلك الذرة هي الشريك الموجب للكهرباء في رابطة معينة وسالبة إن لم تكن كذلك، وتضاف الشحنة الرسمية للذرة (إن وجدت) إلى هذا المجموع.»
تقرير > خوارزمية تجميع أوامر السندات > تم تطبيقه على هيكل لويس

مثال على هيكل لويس بدون رسوم رسمية:
يوضح أنه في هذه الخوارزمية، يتم ببساطة تجاهل الروابط متجانسة النواة (أوامر السندات باللون الأزرق).
يمثل أول أكسيد الكربون هيكل لويس مع رسوم رسمية:
للحصول على حالات الأكسدة، يتم جمع الرسوم الرسمية مع قيمة طلب السندات التي تؤخذ بشكل إيجابي عند الكربون وسلبًا عند الأكسجين.
عند تطبيقها على الأيونات الجزيئية، تراعي هذه الخوارزمية الموقع الفعلي للشحنة الرسمية (الأيونية)، كما هو مرسوم في هيكل لويس. على سبيل المثال، ينتج عن جمع أوامر السندات في كاتيون الأمونيوم −4 عند نيتروجين الشحنة الرسمية +1، مع إضافة الرقمين إلى حالة الأكسدة البالغة −3:
مجموع حالات الأكسدة في الأيون يساوي شحنتها (لأنها تساوي صفرًا للجزيء المحايد).
أيضًا في الأنيونات، يجب مراعاة الرسوم الرسمية (الأيونية) عندما لا تكون صفرية. بالنسبة للكبريتات، يتم تمثيل ذلك من خلال الهياكل الهيكلية أو هياكل لويس (أعلى)، مقارنة مع صيغة ترتيب الرابطة لجميع مكافئ الأكسجين وتحقيق الثماني و 8 - قواعد N (أسفل):
تقرير > خوارزمية تجميع أوامر السندات > يتم تطبيقه على الرسم البياني للسندات

الرسم البياني للسندات  ‏ في كيمياء الحالة الصلبة هو صيغة كيميائية لهيكل ممتد، تظهر فيه روابط الترابط المباشر. مثال على ذلك AuORb 3 بيروفسكيت، وخلية الوحدة التي يتم رسمها على اليسار والرسم البياني للسندات (مع القيم العددية المضافة) على اليمين:
نرى أن ذرة الأكسجين ترتبط بأقرب ستة كاتيونات روبيديوم، ولكل منها 4 روابط بأنيون الأوريد. يلخص الرسم البياني للسندات هذه الروابط. أوامر السندات (وتسمى أيضًا التكافؤات) تلخص حالات الأكسدة وفقًا للإشارة المرفقة للتقريب الأيوني للسند (لا توجد رسوم رسمية في الرسوم البيانية للسندات).
يمكن توضيح تحديد حالات الأكسدة من الرسم البياني للسندات على الإلمنيت، FeTiO 3. قد نسأل ما إذا كان المعدن يحتوي على Fe 2+ و Ti 4+، أو Fe 3+ و Ti 3+. يحتوي هيكلها البلوري على كل ذرة معدنية مرتبطة بستة أكسجين وكل من الأكسجين المكافئ لاثنين من الحديد واثنين من التيتانيوم، كما في الرسم البياني للرابطة أدناه. تظهر البيانات التجريبية أن ثلاثة روابط أكسجين معدني في المجسم الثماني قصيرة وثلاثة طويلة (المعادن خارج المركز). أوامر السندات (التكافؤات)، التي تم الحصول عليها من أطوال السندات بطريقة تكافؤ السندات، تصل إلى 2.01 عند الحديد و 3.99 عند Ti؛ والتي يمكن تقريبها إلى حالات الأكسدة +2 و +4 على التوالي:
تقرير > موازنة الأكسدة والاختزال

يمكن أن تكون حالات الأكسدة مفيدة في موازنة المعادلات الكيميائية لتفاعلات اختزال الأكسدة (أو الأكسدة)، لأنه يجب موازنة التغيرات في الذرات المؤكسدة بالتغييرات في الذرات المختزلة. على سبيل المثال، في رد فعل الأسيتالديهيد مع كاشف تولينز " لتشكيل حمض الخليك (كما هو موضح أدناه)، والكربونيل ذرة كربون تتغير حالة الأكسدة لها 1-3 (يفقد اثنين من الالكترونات). تتم موازنة هذه الأكسدة عن طريق تقليل اثنين من الكاتيونات Ag + إلى Ag 0 (الحصول على إلكترونين في المجموع).
مثال غير عضوي هو تفاعل بيتيندورف باستخدام SnCl 2 لإثبات وجود أيونات الزرنيخ في مستخلص حمض الهيدروكلوريك المركز. عند وجود الزرنيخ (III)، يظهر لون بني مكونًا ترسبًا داكنًا من الزرنيخ، وفقًا للتفاعل المبسط التالي:
2 As3+ + 3 Sn2+ → 2 As0 + 3 Sn4+
هنا تتأكسد ثلاث ذرات من القصدير من حالة الأكسدة +2 إلى +4، مما ينتج عنه ستة إلكترونات تقلل ذرتين من الزرنيخ من حالة الأكسدة +3 إلى 0. تسير الموازنة البسيطة المكونة من سطر واحد على النحو التالي: تتم كتابة أزواج الأكسدة والاختزال عند رد فعلهم؛
يتأكسد قصدير واحد من حالة الأكسدة +2 إلى +4، خطوة من إلكترونين، ومن ثم تتم كتابة 2 أمام شريكي الزرنيخ. يتم تقليل زرنيخ واحد من +3 إلى 0، خطوة من ثلاثة إلكترونات، وبالتالي 3 يذهب أمام الشريكين القصدير. إجراء بديل من ثلاثة أسطر هو كتابة التفاعلات النصفية للأكسدة والاختزال بشكل منفصل، كل منها متوازن بالإلكترونات، ثم تلخيصها بحيث تشطب الإلكترونات. بشكل عام، يجب فحص أرصدة الأكسدة والاختزال (توازن الخط الواحد أو كل نصف تفاعل) للتأكد من تساوي مجموع الشحنة الأيونية والإلكترون على جانبي المعادلة بالفعل. إذا لم تكن متساوية، تتم إضافة أيونات مناسبة لموازنة الشحنات والتوازن العنصري غير الأكسدة.
ظهور > حالات الأكسدة الاسمية

حالة الأكسدة الاسمية هي مصطلح عام لقيمتين محددتين موجهتين لغرض:
حالة الأكسدة الكهروكيميائية؛ يمثل جزيءًا أو أيونًا في مخطط لاتيمر أو مخطط فروست لعنصره النشط الأكسدة والاختزال. مثال على ذلك هو مخطط لاتيمر للكبريت عند درجة الحموضة 0 حيث تضع حالة الأكسدة الكهروكيميائية +2 للكبريت HS2O3− بين S وH 2 SO 3 :
حالة الأكسدة المنهجية يتم اختياره من بدائل قريبة لأسباب تربوية للكيمياء الوصفية. مثال على ذلك هو حالة أكسدة الفوسفور في H 3 PO 3 (والتي هي في الواقع HPO ثنائي البروتونات (OH) 2) مأخوذة اسميًا على أنها +3، بينما يقترح ألين كهرسلبية للفوسفور والهيدروجين +5 بهامش ضيق مما يجعل الاثنين بدائل متكافئة تقريبًا:
كلتا حالات الأكسدة البديلة للفوسفور لها معنى كيميائي، اعتمادًا على الخاصية الكيميائية أو التفاعل الذي نرغب في التأكيد عليه. في المقابل، فإن أي تعديلات رياضية، مثل المتوسط (+4) لا تفعل ذلك.
ظهور > حالات أكسدة غامضة

صيغ لويس هي تقديرات تقريبية للواقع الكيميائي قائمة على قواعد جيدة، كما هو الحال بالفعل مع ألين الكهربية. ومع ذلك، قد تبدو حالات الأكسدة غامضة عندما لا يكون تحديدها واضحًا. حالات الأكسدة المستندة إلى القواعد تشعر بالغموض عندما يمكن للتجارب فقط أن تقرر. هناك أيضًا قيم ثنائية التفرع حقًا يتم تحديدها بمجرد الراحة.
ظهور > حالات أكسدة غامضة > إن تحديد حالة الأكسدة من صيغ الرنين ليس واضحًا

يتم الحصول على حالات الأكسدة الغامضة على ما يبدو على مجموعة من صيغ الرنين ذات الأوزان المتساوية لجزيء الروابط غير المتجانسة النوى حيث لا يتوافق اتصال الذرة مع عدد الروابط ثنائية الإلكترون التي تمليها 8 - القاعدة N. مثال على ذلك هو S 2 N 2 حيث أربع صيغ رنين تحتوي على رابطة مزدوجة S = N لها حالات أكسدة +2 و +4 على ذرتين من الكبريت، على أن يتم حساب متوسطها إلى +3 لأن ذرتي الكبريت متساويتان في هذا الشكل المربع مركب.