stanford-oval/wikipedia huggingface dataset:
حالة الأكسدة
ظهور > حالات أكسدة غامضة > هناك حاجة إلى قياس فيزيائي لتقرير حالة الأكسدة

يحدث هذا عند وجود رابط غير بريء، لخصائص الأكسدة والاختزال المخفية أو غير المتوقعة التي يمكن تخصيصها للذرة المركزية. مثال على ذلك هو مركب نيكل ثنائي الثيولات، Ni(S2C2H2)22−.
عندما ينتج عن غموض الأكسدة والاختزال لذرة مركزية ولجند حالات أكسدة ثنائية التفرع من الثبات الوثيق، فقد ينتج عن التوتومر المستحث حراريًا، كما يتضح من كاتيكولات المنغنيز،
Mn (C 6 H 4 O 2) 3.  يتطلب تعيين حالات الأكسدة هذه بشكل عام بيانات طيفية،  مغناطيسية أو هيكلية.
عندما يجب التأكد من ترتيب السندات جنبًا إلى جنب مع ترادف معزول لرابطة غير متجانسة النواة ورابطة متجانسة النواة. مثال على ذلك هو ثيوسلفات S2O32− مع بدائلين لحالة الأكسدة (أوامر السندات باللون الأزرق والرسوم الرسمية باللون الأخضر):
ظهور > حالات أكسدة غامضة > تحدث حالات أكسدة غامضة حقًا

عندما يكون فرق الكهربية بين ذرتين مترابطتين صغيرًا جدًا (كما في H 3 PO 3 أعلاه). يتم الحصول على زوجين متكافئين تقريبًا من حالات الأكسدة، مفتوحين للاختيار، لهذه الذرات.
عندما تشكل ذرة كتلة p الكهربية روابط متجانسة النواة فقط، يختلف عددها عن عدد الروابط ثنائية الإلكترون التي تقترحها القواعد. الأمثلة هي سلاسل محدودة متجانسة النواة مثل N3− (يربط النيتروجين المركزي ذرتين بأربع روابط ثنائية الإلكترون بينما ثلاثة روابط ثنائية الإلكترون فقط  مطلوبة بمقدار 8 - N حكم) أو I3− (يربط اليود المركزي ذرتين بروابط ثنائية إلكترون بينما تفي رابطة إلكترون واحدة فقط بـ 8 - القاعدة N). تتمثل الطريقة المعقولة في توزيع الشحنة الأيونية على الذرتين الخارجيتين. مثل هذا التنسيب للشحنات في متعدد الكبريتيد Sn2− (حيث تشكل جميع الكبريتات الداخلية رابطتين، تحقق 8 - القاعدة N) تتبع بالفعل من هيكل لويس الخاص بها.
عندما يؤدي الترادف المعزول لرابطة غير متجانسة النواة ومتجانسة النواة إلى تسوية ترابط بين بنيتي لويس لأوامر السندات المحدودة. مثال هنا هو N 2 O :
على العكس من ذلك، فإن الرسوم الرسمية ضد الكهربية في هيكل لويس تقلل من ترتيب السندات للسند المقابل. مثال على ذلك هو أول أكسيد الكربون مع تقدير ترتيب السندات 2.6.
ظهور > حالات الأكسدة الجزئية

غالبًا ما تُستخدم حالات الأكسدة الجزئية لتمثيل حالة الأكسدة المتوسطة للعديد من ذرات نفس العنصر في البنية. على سبيل المثال، صيغة المغنتيت هي Fe3O4، مما يعني أن متوسط حالة الأكسدة للحديد +8/3   ومع ذلك، قد لا تكون هذه القيمة المتوسطة ممثلة إذا لم تكن الذرات متكافئة. في Fe3O4 بلورات أقل من 120 ك (−153 °م)، ثلثا الكاتيونات هي Fe3+ والثلث عبارة عن Fe2+، ويمكن تمثيل الصيغة بشكل أكثر تحديدًا على أنها FeO·Fe2O3.
وبالمثل، البروبان، C3H8، تم وصفه بأنه يحتوي على حالة أكسدة الكربون -8/3  مرة أخرى، هذه قيمة متوسطة نظرًا لأن بنية الجزيء هي H3C−CH2−CH3، مع كل من ذرات الكربون الأولى والثالثة حالة أكسدة −3 والذرة المركزية −2.
مثال على حالات الأكسدة الجزئية الحقيقية للذرات المكافئة هو أكسيد البوتاسيوم الفائق، KO2. أيون فوق أكسيد ثنائي الذرة O2− لديه شحنة إجمالية قدرها 1، لذلك يتم تعيين حالة أكسدة لكل من ذرات الأكسجين المكافئة -1/2 يمكن وصف هذا الأيون بأنه هجين رنيني لبنيتي لويس، حيث يكون لكل أكسجين حالة أكسدة قدرها 0 في بنية واحدة و -1 في الهيكل الآخر.
لأنيون سيكلوبنتاديينيل C5H5−، حالة أكسدة C هي −1 + -1/5 = -6/5 يحدث −1 لأن كل كربون مرتبط بذرة هيدروجين واحدة (عنصر أقل كهرسلبية)، و-1/5 ليتم تقسيم تهمة الأيونية الكلي لل-1 بين خمسة الكربون تعادل. مرة أخرى، يمكن وصف هذا بأنه هجين رنيني من خمسة هياكل متكافئة، لكل منها أربعة ذرات كربون بحالة أكسدة −1 وواحد مع −2.
أمثلة على حالات الأكسدة الجزئية للكربون
| حالة الأكسدة | أمثلة |
| --- | --- |
−6/5: C5H5−
−6/7: C7H7+
+3/2: C4O42−
أخيرًا، يجب عدم استخدام أرقام الأكسدة الكسرية في التسمية.  الرصاص الأحمر ورمزه هو Pb3O4، فيتم تمثيل Pb3O4 كأكسيد الرصاص (II، IV)، مما يدل على حالتي الأكسدة الفعليتين لذرات الرصاص غير المتكافئة.
ظهور > عناصر ذات حالات أكسدة متعددة

تحتوي معظم العناصر على أكثر من حالة أكسدة محتملة. على سبيل المثال، يحتوي الكربون على تسع حالات أكسدة صحيحة محتملة من −4 إلى +4:
حالات الأكسدة الصحيحة للكربون
| حالة الأكسدة | مثال مركب |
| --- | --- |
−4: CH4
−3: C2H6
−2: C2H4، CH3Cl
−1: C2H2، C6H6، (CH2OH)2
0: HCHO، CH2Cl2
+1: OCHCHO، CHCl2CHCl2
+2: HCOOH، CHCl3
+3: HOOCCOOH، C2Cl6
+4: CCl4، CO2
ظهور > حالة الأكسدة في المعادن

تحافظ العديد من المركبات ذات الموصلية اللامعة والكهربائية على صيغة متكافئة بسيطة؛ مثل الذهبي تيو والأزرق والأسود RuO 2 أو نحاسي تكتنفها 3، كل حالة الأكسدة واضحة. في النهاية، ومع ذلك، فإن تخصيص الإلكترونات المعدنية الحرة لإحدى الذرات المترابطة له حدوده ويؤدي إلى حالات أكسدة غير عادية. أمثلة بسيطة هي أمر LiPb والنحاس 3 الاتحاد الأفريقي سبائك، وتكوين وبنية التي تتحدد إلى حد كبير من حجم الذري وعوامل التعبئة. إذا كانت هناك حاجة إلى حالة الأكسدة لموازنة الأكسدة والاختزال، فمن الأفضل ضبطها على 0 لجميع ذرات مثل هذه السبيكة.
قائمة حالات أكسدة العناصر > الأشكال المبكرة (قاعدة الثمانيات)

تم استخدام شخصية ذات تنسيق مشابه من قبل إيرفينغ لانجموير في عام 1919 في إحدى الأوراق الأولى حول قاعدة الثمانيات. كان تواتر حالات الأكسدة أحد الأدلة التي قادت لانجموير إلى تبني القاعدة.
استخدم في التسمية

يتم وضع حالة الأكسدة في تسمية المركب للمعادن الانتقالية واللانثانيدات والأكتينيدات إما كخط مرتفع يمين لرمز العنصر في صيغة كيميائية، مثل Fe III أو بين قوسين بعد اسم العنصر في الأسماء الكيميائية، مثل الحديد (الثالث). على سبيل المثال، Fe2(SO4)3 يسمى كبريتات الحديد (III) ويمكن أن تظهر صيغته على أنها Fe 
2. هذا لأن شحنة أيون الكبريتات تساوي −2، لذا فإن كل ذرة حديد تأخذ شحنة +3.
تاريخ مفهوم حالة الأكسدة > الأيام الأولى

تم دراسة الأكسدة نفسها لأول مرة من قبل أنطوان لافوازييه، الذي عرّفها على أنها نتيجة تفاعلات مع الأكسجين (ومن هنا جاءت تسميتها). تم تعميم المصطلح منذ ذلك الحين على أنه يعني خسارة رسمية للإلكترونات. حالات الأكسدة، التي أطلق عليها فريدريك فولر درجات الأكسدة في عام 1835،  كانت واحدة من نقاط الانطلاق الفكرية التي استخدمها ديمتري مندليف لاشتقاق الجدول الدوري. يقدم جنسن  لمحة عامة عن التاريخ حتى عام 1938.
تاريخ مفهوم حالة الأكسدة > استخدم في التسمية

عندما تم إدراك أن بعض المعادن تشكل مركبين ثنائيين مختلفين مع نفس اللافلزية، غالبًا ما تم تمييز المركبين باستخدام النهاية -ic لحالة أكسدة المعدن الأعلى والنهاية -ous للجزء السفلي. على سبيل المثال، FeCl 3 عبارة عن كلوريد حديديك و FeCl 2 عبارة عن كلوريد حديدوز. هذا النظام ليس مُرضيًا للغاية (على الرغم من أنه لا يزال مستخدمًا في بعض الأحيان) لأن المعادن المختلفة لها حالات أكسدة مختلفة يجب تعلمها: الحديد والصلب هما +3 و +2 على التوالي، لكن النحاسي والنحاسي هما +2 و +1، والستانيك وستانوس هي +4 و +2. أيضًا، لم يكن هناك بدل للمعادن التي تحتوي على أكثر من حالتي أكسدة، مثل الفاناديوم مع حالات الأكسدة +2، +3، +4، +5.
تم استبدال هذا النظام إلى حد كبير بنظام اقترحه ألفريد ستوك في عام 1919  واعتمده  قبل الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC) في عام 1940. وهكذا، تمت كتابة FeCl 2 على هيئة كلوريد الحديد (II) بدلاً من كلوريد الحديدوز. أطلق على الرقم الروماني II الموجود في الذرة المركزية اسم «رقم المخزون» (أصبح مصطلحًا قديمًا)، وتم الحصول على قيمته كشحنة في الذرة المركزية بعد إزالة روابطها مع أزواج الإلكترون التي تشاركوها معها.
تاريخ مفهوم حالة الأكسدة > التطور نحو المفهوم الحالي

شاع مصطلح "حالة الأكسدة" في الأدب الكيميائي الإنجليزي من قبل وينديل ميتشيل لاتيمر في كتابه عام 1938 حول الإمكانات الكهروكيميائية. استخدمها للقيمة (مرادفة للمصطلح الألماني:Wertigkeit) التي كان يطلق عليها سابقًا "التكافؤ" أو "التكافؤ القطبي" أو "الرقم القطبي"  باللغة الإنجليزية أو "مرحلة الأكسدة" أو في الواقع  حالة الأكسدة ". منذ عام 1938، ارتبط مصطلح "حالة الأكسدة" بالإمكانيات الكهروكيميائية والإلكترونات المتبادلة في أزواج الأكسدة والاختزال المشاركة في تفاعلات الأكسدة والاختزال. بحلول عام 1948، استخدم الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقيةقواعد التسمية لعام 1940 مع مصطلح "حالة الأكسدة"،  بدلاً من التكافؤ  الأصلي. في عام 1948 اقترح لينوس بولينج أنه يمكن تحديد عدد الأكسدة عن طريق استقراء الروابط لتكون أيونية بالكامل في اتجاه الكهربية. كان القبول الكامل لهذا الاقتراح معقدًا بسبب حقيقة أن سلوكيات Pauling الكهربية على هذا النحو تعتمد على حالة الأكسدة وأنها قد تؤدي إلى قيم غير عادية لحالات الأكسدة لبعض المعادن الانتقالية. في عام 1990، لجأ الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية إلى طريقة تبعية (قائمة على القواعد) لتحديد حالة الأكسدة. تم استكمال ذلك من خلال رقم الأكسدة المرادف باعتباره سليل رقم المخزون الذي تم إدخاله في عام 1940 في التسمية. ومع ذلك، فإن المصطلحات التي تستخدم " الروابط "   أعطت انطباعًا بأن عدد الأكسدة قد يكون شيئًا خاصًا بمجمعات التنسيق. أدى هذا الموقف وعدم وجود تعريف واحد حقيقي إلى العديد من المناقشات حول معنى حالة الأكسدة، واقتراحات حول طرق الحصول عليها وتعريفاتها. لحل هذه المشكلة، بدأ مشروع الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية(2008-040-1-200) في عام 2008 بشأن "التعريف الشامل لحالة الأكسدة"، واختتم بتقريرين  ومن خلال المدخلات المنقحة "الأكسدة اذكر " و" رقم الأكسدة "  في الكتاب الذهبي للاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية. كانت النتائج عبارة عن تعريف واحد لحالة الأكسدة وخوارزميتين لحسابها في المركبات الجزيئية والصلبة الممتدة، مسترشدة بسلبية ألين الكهربية المستقلة عن حالة الأكسدة.
تاريخ مفهوم حالة الأكسدة > حالات التأكسد الصحيحة المحتملة للكربون

| حالة الأكسدة> -4.-3.-2 | مثال> CH4.C2H6.C2H4 , CH3Cl |
| --- | --- |
-1: C2H2, C6H6
0: HCHO
+1: OCHCHO
+2: HCOOH
+3: HOOCCOOH
+4: CO2
تعريف الأكسدة

قام الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية بتعريف حالة الأكسدة كالآتي:
حالة الأكسدة: هي مقياس لدرجة تأكسد ذرة في مادة.وتعرف بأنها الشحنة التي يمكن تصور أن تحصل عليها الذرة عندما تعد الإلكترونات على أساس عدة مبادئ:
1) حالة الأكسدة لعنصر حر (غير مرتبط) تساوي صفرًا،
2) بالنسبة إلى أيون  أحادي الذرة تكون حالة الأكسدة مساوية لشحنة  الأيون،
3) حالة الأكسدة للهيدروجين تساوي +1، و حالة الأكسدة للأكسجين -2  عند تواجدهما في معظم المركبات. (في حالات خاصة تكون حالة أكسدة الهيدروجين -1 في هيدريد الفلزات النشطة، مثل  هيدرات الليثيوم 
LiH,  وتكون حالة أكسدة الأكسجين في البيروكسيد -1 أي  H2O2);
(4) يجب أن يكون مجموع حالات أكسدة جميع الذرات في جزيء متعادلًا كهربيًا مساويًا للصفر، بينما تكون مجموع حالات الأكسدة للذرات  المكونة للأيون مساوية لشحنة الأيون. وعلى سبيل المثال، تكون حالات أكسدة الكبريت في 
H2Sو S8(الكبريت الأولي ) و SO2 و SO3 و  H2SO4 مساوية: -2 و 0 و +4
و  +6 و +6 على التوالي. 
وتكون حالات الأكسدة الأعلى لذرة كلما زادت درجة أكسدتها، وكلما انخفضت حالة أكسدتها تزداد درجة اختزالها.
الفرق بين حالة أكسدة وعدد الأكسدة

تتساوى في أغلب الأحوال قيمة حالة الأكسدة (بالإنجليزية: oxidation state) وقيمة ما يسمى عدد الأكسدة (بالإنجليزية: oxidation number) ولكنهما مختلفان. يستخدم عدد الأكسدة في المعقدات التساندية وفيها تختلف قواعد عد الإلكترونات عنها في حالة الأكسدة، نطبق مع المعقدات التساندية القاعدة : كل إلكترون ينتسب إلى أحد الربيطات بصرف النظر عن ماله من سالبية كهربية. نرمز لعدد الأكسدة بالرموز اللاتينية بينما نرمز لحالة الأكسدة بالأرقام العربية. كما أننا يمكن أن نستخدم عدد الأكسدة لذرة مركزية في تسمية مركب معقد تساندي، مثل أكسيد الحديد (الثاني والثالث)، ولا تدخل في تسمية المركب حالة الأكسدة.
يكتب عدد الأكسدة إما على يمين رمز العنصر بالحروف اللاتينية، مثل FeIII أو بين قوسين بعد اسم العنصر مثل أكسيد الحديد (الثالث): وفي تلك الحالة الأخيرة لا نترك مسافة بين اسم العنصر وعدد الأكسدة.
القواعد العامة لتحديد حالة الأكسدة بدون الاعتماد على بنية لويس

أي عنصر نقي (وقد يكون جزيئا ثنائيا مثل الكلور Cl2) تكون له حالة الأكسدة (OS) مساوية للصفر، أمثلة على ذلك النحاس Cu أو الأكسجين O2.
بالنسبة إلى أيون ذرة أحادية يكون (OS) مساويا لشحنة الأيون.فمثلا S2- يكون له OS مساويا -2, بينما Li+ يكون له +1.
يكون مجموع حالات الأكسدة OSs لجميع الذرات في جزيئ أو أيون متعدد الذرات مساويا لشحنة الجزيئ أو الأيون، بحيث يمكن حساب حالة أكسدة أحد العناصر من بقية حالات أكسدة العناصر الباقية. فمثلا، في (SO32- (أيون الكبريتيت), تكون الشحنة الكلية للأيون -2، وكل ذرة أكسجين باعتبار أن لها حالة الأكسدة -2 كالعادة. عندئذ يكون مجموع حالات الأكسدة OSs مساويا OS(S) + 3(-2) = -2, وبالتالي نحصل على حالة أكسدة الكبريت OS(S) = +4.
مع ملاحظة عدم الخلط بين الشحنة على ذرة بحالة أكسدتها، إذ ربما يختلفان، وبالفعل يختلفان غالبا في الأيونات عديدة الذرات. وعلى سبيل المثال، تكون الشحنة على ذرة النيتروجين في أيون الأمونيا NH4+ مساويا +1, في حين تكون حالة أكسدته -3, وهي تساوي حالة أكسدة النيتروجين في الأمونيا. في تلك الحالة تكون الشحنة على الذرة قد تغيرت مع عدم تغير حالة أكسدتها.
اتزان الأكسدة والأختزال

يمكن أن تكون حالات الأكسدة مفيدة في اتزان المعادلات الكيميائية لتفاعلات اختزال الأكسدة (بالإنجليزية: redox) لأنه يجب موازنة التغيرات في الذرات المؤكسدة بالتغييرات في الذرات المختزلة. على سبيل المثال في تفاعل الأسيتالديهيد مع كاشف تولنس لتكوين حمض الأسيتيك تتغير حالة أكسدة ذرة الكربونيل من +1 إلى +3 (تفقد إلكترونين)، تتم موازنة هذه الأكسدة عن طريق تقليل اثنين من كاتيونات +Ag إلي 0Ag.
مثال غير عضوي هو تفاعل بيتيندورف باستخدام SnCl2 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:
4+ 2As3+ + 3 Sn2+ → 2 As0 + 3Sn
هنا تتأكسد ثلاث ذرات من القصدير من حالة الأكسدة +2 إلى +4 مما ينتج عنه ستة إلكترونات تقلل ذرتين من الزرنيخ من حالة الأكسدة من +3 إلى 0.
تاريخ مفهوم حالة الأكسدة

تم دراسة الأكسدة لأول مرة من قبل أنطوان لافوازييه الذي عرّفها بأنها نتيجة تفاعلات مع الأكسجين (ومن هنا جاء الاسم). تم تعميم المصطلح منذ ذلك الحين على أنه فقد الإلكترونات. حالات الأكسدة أو درجات الأكسدة التي أطلق فريدريك فولر في عام 1835 كانت واحدة من نقاط الانطلاق الفكرية التي استخدمها ديمتري مندليف لاشتقاق الجدول الدوري.
اقرا أيضًا

في كومنز مواد ذات صلة بـ حالة الأكسدة.
كهرسلبية.
الكيمياء الكهربائية.
المدار الذري.
قذيفة ذرية.
عدد الكمية.
عدد الكم السمتي.
عدد الكم الرئيسي.
عدد الكم المغناطيسي.
عدد الكم تدور.
مبدأ أوفباو.
حكم ويسويسر.
طاقة التأين.
الإلكترون تقارب.
التأين.
أيونات.
الكاتيونات والأنيونات.
أيونات متعدد الذرات.
الرابطة التساهمية.
رابطة فلزية.
تهجين.
أكسيد.
مؤكسد.
تفاعلات أكسدة-اختزال.
تكافؤ.
عدد الأكسدة للكربون و الهيدروجين في الإيثان.
روب ريتش

| روب ريتش | روب ريتش |
| --- | --- |
 :  
 معلومات شخصية :  معلومات شخصية 
الميلاد: سنة 1969  (العمر 54–55 سنة)   نيوجيرسي  
مواطنة:  الولايات المتحدة  
 الحياة العملية  :  الحياة العملية  
المدرسة الأم: جامعة ستانفورد جامعة ييل  
المهنة: عالم سياسة،  وأستاذ جامعي،  وأستاذ جامعي،  وفيلسوف،  وفاعل خير  
اللغات: الإنجليزية  
مجال العمل: علوم سياسية،  ونظرية سياسية،  وأخلاق تطبيقية،  وفلسفة التربية،  وفعل الخير  
موظف في: جامعة ستانفورد  
المواقع : المواقع 
الموقع: الموقع الرسمي  
تعديل مصدري - تعديل  : تعديل مصدري - تعديل  
روب ريتش (بالإنجليزية: Rob Reich)‏ هو عالم سياسة أمريكي، ولد في 1969 في نيوجيرسي في الولايات المتحدة.
مراجع

1 2 3 4 5   https://profiles.stanford.edu/robert-reich. اطلع عليه بتاريخ 2020-04-13. {{استشهاد ويب}}: |url= بحاجة لعنوان (مساعدة) والوسيط |title= غير موجود أو فارغ (من ويكي بيانات) (مساعدة)
↑  "Center for Ethics in Society at Stanford: People". مؤرشف من الأصل في 2013-07-06. اطلع عليه بتاريخ 2013-07-28.
↑  "Stanford Center on Philanthropy and Civil Society: People". مؤرشف من الأصل في 2013-05-10. اطلع عليه بتاريخ 2013-07-28.
↑  "Rob Reich -- Stanford Department of Political Science". مؤرشف من الأصل في 2019-03-12. اطلع عليه بتاريخ 2013-07-28.
وصلات خارجية

| ضبط استنادي  | ضبط استنادي  |
| --- | --- |
دولية:  الاسم المعياري الدولي (ISNI)  ملف الضبط الاستنادي الافتراضي الدَّولي (VIAF)  مركز المكتبة الرقمية على الإنترنت (WC Entities) 
وطنية:  نظام الضبط الاستنادي النرويجي (BIBSYS)  المكتبة الوطنية الفرنسية (BnF)  المكتبة القومية الإسرائيلية (J9U)  مكتبة الكونغرس (LCNAF)  قاعدة البيانات الوطنية التشيكية (NLCR AUT)  المَكنز الوطني للمؤلِّفين (NTA) 
أخرى:  النظام الجامعي للتوثيق (IdRef) 
بوابة أعلام
بوابة السياسة
بوابة الولايات المتحدة
إيان هيلبرون

| إيان هيلبرون>  معلومات شخصية  | إيان هيلبرون>  معلومات شخصية  |
| --- | --- |
الميلاد: 6 نوفمبر 1886(1886-11-06) غلاسكو  
الوفاة: 14 سبتمبر 1959 (عن عمر ناهز 72 عاماً) لندن  
الجنسية: بريطاني
عضو في: الجمعية الملكية  
 الحياة العملية  :  الحياة العملية  
المؤسسات: الجيش البريطاني، جامعة ليفربول، جامعة مانشستر، كلية لندن الإمبراطورية
طلاب الدكتوراه: ديريك هارولد بارتون  
المهنة: كيميائي،  وأستاذ جامعي  
اللغات: الإنجليزية  
مجال العمل: كيمياء عضوية
موظف في: جامعة مانشستر،  وكلية لندن الإمبراطورية،  وجامعة ليفربول،  وجامعة فيكتوريا في مانشستر  
الخدمة العسكرية : الخدمة العسكرية 
الفرع: الجيش البريطاني  
المعارك والحروب: الحرب العالمية الأولى  
الجوائز : الجوائز 
قلادة ملكية  (1951) قلادة بريستلي (1945) قلادة ديفي (1943) جائزة لونغستاف  ‏ (1939) زمالة الجمعية الملكية  (1931)  فارس حدث   نيشان الخدمة المتميزة  ‏  : قلادة ملكية  (1951) قلادة بريستلي (1945) قلادة ديفي (1943) جائزة لونغستاف  ‏ (1939) زمالة الجمعية الملكية  (1931)  فارس حدث   نيشان الخدمة المتميزة  ‏  
تعديل مصدري - تعديل  : تعديل مصدري - تعديل  
إيان هيلبرون (بالإنجليزية: Ian Heilbron)‏ (مواليد 6 نوفمبر 1886 - الوفاة 14 سبتمبر 1959)، هو كيميائي إسكتلندي، من الرواد في مجال الكيمياء العضوية والعلاجية المطورة من أجل الاستخدام الصناعي.
النشأة والتعليم

ولد هيلبرون في غلاسكو في 6 نوفمبر 1886، وتلقى تعليمه في مدرسة غلاسكو الثانوية ثم الكلية التقنية الملكية. وبعد أن حصل على زمالة كارنيغي، درس في جامعة لايبزيغ تحت إشراف آرثر رودولف هانتش.
المهن

محاضر بالكلية التقنية الملكية، 1909-14.
خدم كضابط في الجيش البريطاني، 1910-20، وحصل على وسام الخدمة المتميزة في 1918 بفضل خدماته المتصلة بعمليات في «سالونيك». وقد كان أيضا ضابط أمن فمنحته الحكومة اليونانية جائزة المنقذ.
أستاذ الكيمياء العضوية بالكلية التقنية الملكية، 1919-20.
أستاذ بجامعة ليفربول، 1920-33 (قاعة هيث هاريسون للكيمياء العضوية).
أستاذ بجامعة مانشستر، 1933-38 (قاعة السير صموئيل هول للكيمياء، 1935-38).
أستاذ بكلية لندن الإمبراطورية، 1938-49.
مدير مؤسسة أبحاث قطاع صناعة الخمور 1949-58.
وأثناء الحرب العالمية الثانية من 1939 إلى 1942 كان يعمل كمستشار علمي لإدارة البحث العلمي في وزارة الإمدادات، وبعد 1942 تقلد نفس المنصب لدى وزارة الإنتاج.
الجوائز والأوسمة

في تقدير لجهوده خلال الحرب، تم تعيينه فارسا في 1946، وانتخبت كذلك زميلا في الجمعية الملكية في 1931. كما قامت الجمعية الكيميائية الأمريكية بتكريمه، حيث منحته قلادة بريستلي، في عام 1945، وعام 1951 حاز على القلادة الملكية.
مراجع

↑   https://www.acs.org/content/acs/en/funding-and-awards/awards/national/bytopic/priestley-medal.html. {{استشهاد ويب}}: |url= بحاجة لعنوان (مساعدة) والوسيط |title= غير موجود أو فارغ (من ويكي بيانات) (مساعدة)
↑  "Award winners : Davy Medal" (بالإنجليزية). Retrieved 2018-12-30.
↑   https://www.rsc.org/prizes-funding/prizes/find-a-prize/longstaff-prize/previous-winners/. {{استشهاد ويب}}: |url= بحاجة لعنوان (مساعدة) والوسيط |title= غير موجود أو فارغ (من ويكي بيانات) (مساعدة)
↑  Alan Cook (2004). "Heilbron, Sir Ian Morris [formerly Isidor Morris]". The Oxford قاموس السير الوطنية. DOI:10.1093/ref:odnb/33799.
↑  Profile of Ian Heilbron تم أرشفته فبراير 6, 2012 بواسطة آلة واي باك نسخة محفوظة 08 ديسمبر 2017 على موقع واي باك مشين.
↑  Who's Who "نسخة مؤرشفة". مؤرشف من الأصل في 2020-05-30. اطلع عليه بتاريخ 2020-05-30.{{استشهاد ويب}}:  صيانة الاستشهاد: BOT: original URL status unknown (link)
↑  Cook، A. H. (1960). "Ian Morris Heilbron. 1886-1959". مذكرات السير الذاتية لزملاء الجمعية الملكية. ج. 6 ع. 0: 65–85. DOI:10.1098/rsbm.1960.0025. ISSN:0080-4606.
بوابة المملكة المتحدة
بوابة أعلام
بوابة الكيمياء
| ضبط استنادي  | ضبط استنادي  |
| --- | --- |
دولية:  الاسم المعياري الدولي (ISNI)  ملف الضبط الاستنادي الافتراضي الدَّولي (VIAF)  مركز المكتبة الرقمية على الإنترنت (WC Entities) 
وطنية:  نظام الضبط الاستنادي النرويجي (BIBSYS)  الملف الاستنادي المتكامِل (GND)  المكتبة الوطنية الإيطالية (SBN)  المكتبة القومية الإسرائيلية (J9U)  مكتبة الكونغرس (LCNAF)  مكتبة لاتفيا الوطنية (LNB)  قاعدة البيانات الوطنية التشيكية (NLCR AUT)  المكتبة القومية الأسترالية (NLA)  المَكنز الوطني للمؤلِّفين (NTA)  المكتبة القومية في بولندا (NLP) 
تراجم:  نفائس المكتبة القومية الأسترالية (NLA Trove) 
أخرى:  الشبكات الاجتماعية ونظام المحتوى المؤرشف (SNAC Ark)  النظام الجامعي للتوثيق (IdRef)
جويس ألان

| جويس ألان | جويس ألان |
| --- | --- |
 :  
 معلومات شخصية :  معلومات شخصية 
الميلاد: 8 أبريل 1896    
الوفاة: 31 أغسطس 1966 (70 سنة)      
مواطنة:  أستراليا  
 الحياة العملية  :  الحياة العملية  
المهنة: عالم رخويات،  وموضح علمي،  وعالم بالقواقع  
اللغات: الإنجليزية  
موظفة في: المتحف الأسترالي  
تعديل مصدري - تعديل  : تعديل مصدري - تعديل  
جويس ألان (بالإنجليزية: Joyce Allan)‏ هي موضحة علمية  ‏ أسترالية، ولدت في 8 أبريل 1896، وتوفيت في 31 أغسطس 1966.
مراجع

↑  Australian Dictionary of Biography (بالإنجليزية). Melbourne University Publishing. 1966. ISBN:0-522-84236-4. ISSN:1833-7538. LCCN:66013723. OCLC:70677943. OL:5984223M. QID:Q672680.
↑  Encyclopedia of Australian Science (بالإنجليزية), QID:Q19160682
↑  Walker، Pru. "Joyce Allan – well-respected scientist". Australian Museum. Australian Museum. مؤرشف من الأصل في 2018-10-28. اطلع عليه بتاريخ 2015-11-09.
↑  Walker، Prue. "Joyce Allan, Conchologist". Australian Museum. Australian Museum. مؤرشف من الأصل في 2016-12-22. اطلع عليه بتاريخ 2015-11-08.
↑  McMichael، D. F. "Allan, Catherine Mabel Joyce (1896–1966)". Australian Dictionary of Biography. National Centre of Biography, Australian National University. مؤرشف من الأصل في 2019-02-17. اطلع عليه بتاريخ 2015-11-08.
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:  الملف الاستنادي المتكامِل (GND)  المكتبة القومية الإسرائيلية (J9U)  مكتبة الكونغرس (LCNAF)  المكتبة القومية الأسترالية (NLA)  المَكنز الوطني للمؤلِّفين (NTA) 
بحثية:  مُتصفِّح المعلومات الأكاديمية "سيني" (CiNii) 
فنية:  قاموس الفنانين الأستراليين (DAAO)  قاعدة بيانات شتوتغارت لرسامي العلوم (DSI)  متحف نيوزلندا (TePapa) 
تراجم:  قاموس تراجم الأشخاص الأسترالي (ADB)  نفائس المكتبة القومية الأسترالية (NLA Trove) 
أخرى:  النظام الجامعي للتوثيق (IdRef) 
بوابة أستراليا
بوابة أعلام
بوابة المرأة
جوزيف بيرتران

| جوزيف بيرتراند> جوزيف لويس فرانسوا بيرتراند  | جوزيف بيرتراند> جوزيف لويس فرانسوا بيرتراند  |
| --- | --- |
 معلومات شخصية :  معلومات شخصية 
الميلاد: 11 مارس 1822     باريس
الوفاة: 5 أبريل 1900 (78 سنة)       باريس
سبب الوفاة: مرض
مواطنة:  فرنسا  
عضو في: الجمعية الملكية،  وجمعية محبي العلوم بباريس،  والأكاديمية الفرنسية،  والأكاديمية الملكية السويدية للعلوم،  والأكاديمية الفرنسية للعلوم،  وأكاديمية سانت بطرسبرغ للعلوم  ‏،  وأكاديمية لينسيان،  والأكاديمية الروسية للعلوم،  ومجتمع التاريخ الفرنسي،  وأكاديمية تورين للعلوم  
الأولاد: مارسيل برتراند  
الأب: أليكساندر جاك فرانسوا برتراند  
إخوة وأخوات: أليكساندر برتراند  
 مناصب :  مناصب 
 رئيس (176 )     :  رئيس (176 )     
في المنصب 1 يناير 1874  – 23 نوفمبر 1874 : في المنصب 1 يناير 1874  – 23 نوفمبر 1874 
في: الأكاديمية الفرنسية للعلوم 
     إدموند فريمي   :      إدموند فريمي   
 الحياة العملية  :  الحياة العملية  
المدرسة الأم: المدرسة المتعددة التكنولوجية بفرنسا، المدرسة الوطنية العليا للمناجم في باريس
طلاب الدكتوراه: ديزيري أندريه،  وديزيري أندريه  
المهنة: رياضياتي،  واقتصادي،  وأستاذ جامعي  
اللغات: الفرنسية  
مجال العمل: نظرية الاحتمال،  وهندسة تفاضلية،  ونظرية الأعداد  
موظف في: كوليج دو فرانس،  والمدرسة العليا للأساتذة  
الجوائز : الجوائز 
عضوية أجنبي في الجمعية الملكية  ‏  (1875)  وسام جوقة الشرف من رتبة ضابط أكبر   : عضوية أجنبي في الجمعية الملكية  ‏  (1875)  وسام جوقة الشرف من رتبة ضابط أكبر   
تعديل مصدري - تعديل  : تعديل مصدري - تعديل  
جوزيف لوي فرانسوا بيرتران (11 مارس 1822 - 5  أبريل 1900)، هو عالم رياضيات فرنسي  ولد بباريس وتوفي فيها. عمل في نظرية الأعداد والهندسة التفاضلية ونظرية الاحتمالات والاقتصاد والديناميكا الحرارية.
في عام 1845 خمَّن أن هناك على الأقل عددا أوليا واحدا محصورا بين n و2n-2 إذا كان n أكبر قطعا من 3. أثبت تشيبيشيف صحة هذه النظرية  في عام 1850 والتي تسمى اليوم مسلمة بيرتراند.
مراجع

↑  تاريخ ماكتوتور لأرشيف الرياضيات، QID:Q547473
↑  Brockhaus Enzyklopädie | Joseph Louis François Bertrand (بالألمانية), QID:Q237227
↑  GeneaStar | Joseph Bertrand، QID:Q98769076
↑  www.accademiadellescienze.it | Joseph Louis Francois Bertrand (بالإيطالية), QID:Q107212659
↑  Dalibor Brozović; Tomislav Ladan (1999.), Hrvatska enciklopedija | Joseph Bertrand (بالكرواتية), Leksikografski zavod Miroslav Krleža, OL:120005M, QID:Q1789619 {{استشهاد}}: تحقق من التاريخ في: |publication-date= (help)
1 2  www.accademiadellescienze.it (بالإيطالية), QID:Q107212659
↑  الأكاديمية الفرنسية للعلوم، OL:1180173A، QID:Q188771
1 2  list of professors at Collège de France (PDF)، QID:Q3253460
↑  List of Royal Society Fellows 1660-2007 (PDF) (بالإنجليزية), Royal Society, p. 33, QID:Q111806251