Lewis szerint a szerves vegyületek savas és bázikus tulajdonságait az alapján értékelik, hogy képesek-e elfogadni vagy létrehozni egy elektronpárt, és ezt követően kötést alkotnak. Az elektronpárt befogadó atom elektronakceptor, és az ilyen atomot tartalmazó vegyületet savként kell besorolni. Az elektronpárt biztosító atom elektrondonor, az ilyen atomot tartalmazó vegyület pedig bázis.
Például: A Lewis-savak közé tartozik a BF 3, ZnCl 2, AlCl 3, FeCl 3, FeBr 3, TiCl 4, SnCl, SbCl 5, fémkationok, kénsav-anhidrid - SO 3, karbokation. A Lewis-bázisok közé tartoznak az RNH 2, R 2 NH, R 3 N aminok, ROH alkoholok, ROR éterek, RSH tiolok, RSR tioéterek, anionok, π kötéseket tartalmazó vegyületek (beleértve az aromás és heterociklusos vegyületeket is.
5.3. A kemény és lágy savak és bázisok fogalma (LMCO-elv, Pearson-elv)
A savak és bázisok keményre és lágyra való felosztásának általános megközelítése a következőképpen jellemezhető.
Kemény savak- A Lewis-savak, amelyekben az akceptor atomok kis méretűek, nagy pozitív töltéssel, nagy elektronegativitással és alacsony polarizálhatósággal rendelkeznek. A kemény savak molekulapályája, amelyre a donor elektronok átkerülnek, alacsony energiaszintű.
Lágy savak - Lewis-savak, amelyek nagy akceptor atomokat tartalmaznak, alacsony pozitív töltéssel, alacsony elektronegativitással és nagy polarizálhatósággal. A lágy savak donor elektronokat befogadó molekulapályája magas energiaszintű.
Merev alapok- donor részecskék, amelyekben a donor atomok nagy elektronegativitással és alacsony polarizálhatósággal rendelkeznek. A vegyértékelektronokat szorosan tartják, a termék nehezen oxidálódik. Az a pálya, amelynek elektronpárja az akceptorba kerül, alacsony energiaszintű. A kemény bázisok donoratomjai lehetnek oxigén, nitrogén, fluor és klór.
Puha alapok- donor részecskék, amelyekben a donor atomok alacsony elektronegativitással és nagy polarizálhatósággal rendelkeznek, könnyen oxidálódnak; a vegyértékelektronokat gyengén tartják. Az a pálya, amelynek elektronpárja egy akceptorba kerül, magas energiaszintű. A lágy bázisok donoratomjai szén-, kén- és jódatomok. 4. táblázat
Pearson kemény és lágy savak és bázisok (HABP) elve szerint a Lewis-savakat keményre és lágyra osztják. Kemény savak - kis méretű, nagy pozitív töltésű, nagy elektronegativitással és alacsony polarizálhatósággal rendelkező akceptor atomok.
Lágy savak - nagy akceptor atomok kis pozitív töltéssel, alacsony elektronegativitással és nagy polarizálhatósággal.
Az LCMO lényege, hogy a kemény savak kemény bázisokkal, a lágy savak pedig a lágy bázisokkal reagálnak. Például: amikor a nátrium-etoxid izopropil-jodiddal reagál, az etoxid - C 2 H 5 O - ion kemény bázisként reagál egy kemény savval, amely a - pozícióban lévő proton. Az eliminációs reakció lesz az uralkodó. 
Lewis szerint a szerves vegyületek savas és bázikus tulajdonságait az alapján értékelik, hogy képesek-e elfogadni vagy elektronpárt biztosítani, majd kötést létrehozni. Az elektronpárt befogadó atom elektronakceptor, és az ilyen atomot tartalmazó vegyületet savként kell besorolni. Az elektronpárt biztosító atom elektrondonor, az ilyen atomot tartalmazó vegyület pedig bázis.
Brønsted protonelméletéhez képest Lewis elmélete általánosabb, és a vegyületek szélesebb körét fedi le. Figyelembe véve a sav-bázis kölcsönhatásokban részt vevő pályák energetikai jellemzőit, a Lewis-sav egy alacsony energiájú szabad molekulapályával rendelkező molekula, a Lewis-bázis pedig egy olyan molekula, amely nagy energiájú töltött molekulapályát biztosít az intermolekuláris kölcsönhatásokhoz. . Pontosabban, a Lewis-savak lehetnek atomok, molekulák vagy kationok: protonok, a periódusos rendszer második és harmadik csoportjának elemeinek halogenidjei, átmeneti fémek halogenidjei - BF3, ZnCl2, AlCl3, FeCl3, FeBr3, TiCl4, SnCl4, SbCl5 , fémkationok, kénsav-anhidrid - SO3, karbokation. A Lewis-bázisok közé tartoznak az aminok (RNH2, R2NH, R3N), ROH alkoholok, ROR éterek, RSH tiolok, RSR tioéterek, anionok, p-kötéseket tartalmazó vegyületek (beleértve az aromás és heterociklusos vegyületeket is), különösen, ha donor képességük fokozott elektrondonor szubsztituensek .
Most megpróbálunk összehasonlítani két megközelítést (Brønsted és Lewis) a savak és bázisok meghatározására. A definíciókból látható, hogy a Lewis-bázisok azonosak a Brønsted-bázisokkal: mindkettő egy-egy elektronpár donorja. Az egyetlen különbség az, hogy hol töltik ezt az elektronpárt. A Brønsted-bázisok biztosítják a protonhoz való kötődést, ezért a Lewis-bázisok speciális esetei, amelyek elektronpárt biztosítanak bármely üres pályával rendelkező részecskének. Jelentősebb különbségek figyelhetők meg a savak értelmezésében. Brønsted elmélete csak a protikus savakra terjed ki, míg a Lewis-savak bármely szabad pályával rendelkező vegyület. A protikus savakat a Lewis-elmélet nem savaknak tekinti, hanem a bázisok általi protonsemlegesítés termékeinek. Például a kénsav a H+ sav bázissal történő semlegesítésének terméke, a sósav pedig a H+ Cl- bázissal történő semlegesítésének terméke.
Amikor Lewis savak és bázisok kölcsönhatásba lépnek, különböző természetű donor-akceptor (sav-bázis) komplexek képződnek. Az alábbiakban példákat mutatunk be ilyen interakciókra.
A szerves kémia gazdag példákban olyan kölcsönhatásokra, amelyekben kovalens kötés képződik egy töltött pályájú részecske és egy üres pályával rendelkező részecske kölcsönhatása eredményeként. Ezeket a folyamatokat Lewis sav-bázis reakcióknak tekinthetjük. A Lewis-elméletre jellemző konkrét objektumok szélesebb lefedettsége és a vegyületek jellegében mutatkozó jelentősebb különbségek azt a tényt eredményezik, hogy a savak és bázisok relatív erősségének Lewis-sora nem olyan univerzális, mint a Bronsted-savak és bázisok esetében. A Lewis-savak esetében lehetetlen táblázatot összeállítani a savasság szigorú mennyiségi jellemzőivel, ahogyan a Bronsted-savak esetében megtették (lásd az 1. táblázatot). Számukra a savasságnak csak kvalitatív, hozzávetőleges sorrendje van. Így a Lewis-savak, például a fémhalogenidek esetében a savasság csökken a következő sorozatban: BX3 > AlX3 > FeX3 > SbX5 > SnX4 > ZnX2.
A fentieket összegezve megjegyezzük, hogy jelenleg két elmélet létezik a szerves vegyületek sav-bázis tulajdonságainak értékelésére. Mondhatjuk-e, hogy az egyik jelentős előnyökkel rendelkezik a másikkal szemben? Egy ilyen kérdésre nem lehet egyértelmű választ adni. Igen, Lewis elmélete általánosabb, és a konkrét objektumok szélesebb körét fedi le. A Brønsted-Lowry elméletet a savasság és a bázikusság mennyiségi jellemzőinek szigorúbb figyelembevétele jellemzi. Egyik vagy másik elmélet előnyben részesítése csak a tárgyalt kérdés konkrét tartalmának figyelembevételével adható. Ha szóba kerül a hidrogéntartalmú anyagok részvételével lezajló folyamatok, amelyekben a protontranszfer reakciók fontos szerepet játszanak és a hidrogénkötések is jelentős befolyást gyakorolnak, úgy tűnik, ezekben az esetekben a Brønsted-Lowry elméletet kell előnyben részesíteni. Lewis elméletének egyik fontos előnye, hogy bármely szerves vegyület ábrázolható sav-bázis komplexként. Ha olyan heterolitikus reakciókat tárgyalunk, amelyekben Lewis-savak elektrofil reagensek, Lewis-bázisok pedig nukleofilek, akkor a Lewis-elméletet kell előnyben részesíteni. A kémikusok megtanulták ügyesen használni ezen elméletek mindegyikének előnyeit.
Ma savakról és bázisokról fogunk beszélni a szerves kémia szemszögéből, vagyis Brønsted és Lowry elmélete szerint. Eszerint a sav protondonor, a bázis pedig proton akceptor. A proton a hidrogén leggyakoribb izotópjának magja, amelyből hiányzik az elektron. A hidrogénatomnak csak 1 elektronja van. Ez így néz ki. Emiatt a hidrogénatom általában semleges. Az ellentétes töltések semlegesítik egymást. De ha valahogy eltávolítja az elektront, csak a proton marad. Egy atom negatív töltésének megfosztásával csak az atom pozitív töltésű magja marad, amely egyetlen protonból áll. Így néz ki a proton a szerves kémia szemszögéből. Az anyagok protonokat cserélnek, és ezeket a mechanizmusokat egy kémiai reakció példáján fogjuk megvizsgálni. Kezdjük egy olyan vízmolekula elektronpont képletével, amely 2 magányos elektronpárt tartalmaz. Tegyük fel, hogy a víz reakcióba lép hidrogén-kloriddal, aminek a következő elektronpont képlete van. A hidrogén és a klór közötti kötést elektronok alkotják, amelyek közül az egyik hidrogénatomot, a másik klóratomot ad át. A Brønsted-Lowry elmélet szerint a hidrogén-klorid sav, mivel a molekula protont ad. A víz pedig protonokat vesz fel, és a Brønsted-Lowry koncepció szerint bázissá válik. Az oxigén magányos elektronpárja pedig ehhez a protonthoz kötődik. De ennek a kötésnek az elektronja a klóratomhoz megy. Az egyértelműség kedvéért kékkel emelem ki. Az elektronpont képletén láthatja őket. Írjuk fel ide ennek a reakciónak a termékeit. Az oxigén egy protonhoz kötődik egy magányos elektronpár segítségével, pozitív töltést szerezve. És még mindig van még egy meg nem osztott párja. Ennek eredményeként az oxigén formálisan +1 töltést kap. Mint ez. A második termék a klorid anion lesz. A klóratom további elektront kapott. Megint megmutatom kékkel. Ez az elektron a hidrogénatomhoz tartozott, és most a klorid anionhoz tartozik. Egy további elektron befogadása után a klóratom negatív töltést kapott. Formális vádnak is tekinthető −1. A hidrogén-kloridból egy proton vízbe került, hidrogén-klorid-anion képződésével. Elméletileg a reakció egyensúlyi, de a hidrogén-klorid erős sav, és az egyensúly erősen jobbra tolódik el. A visszacsapás valószínűsége kicsi, és ezt különböző méretű nyilakkal mutattam be. A hidrogén-klorid szinte teljesen disszociál a vízben. A fordított reakcióban a hidrogénium protont ad, és a klorid anion hozzáadja azt. A hidronium savként, a klorid-anion pedig bázisként működik, protont adva hozzá. Víz és hidrogén-klorid keletkezik. Ez az, ami valójában történik. A sav-bázis reakciók egyensúlyban vannak, és sav-bázis párokat foglalnak magukban. A bal oldalon a hidrogén-klorid egy Brønsted-sav, és protont ad, hogy konjugált bázisává, klorid-anionjává váljon. A hidrogén-klorid és a klorid egy sav-bázis pár. Csak a protonban különböznek egymástól. Van egy második sav-bázis pár. A bal oldali víz egy Brønsted-bázis, a jobb oldali hidronium pedig egy konjugált sav. Ez is egy sav-bázis pár. Ezek is csak a protonban különböznek egymástól. Minél erősebb a sav, annál gyengébb a konjugált bázis. A hidrogén-klorid valójában egy erős sav, ezért a klorid anion rendkívül gyenge bázis, és nagyon gyengén veszi el a protont. Ez egy általános elv. A hidrogén-klorid nagyon erős sav, a klorid gyenge bázis. A szerves kémiában a savaknak és bázisoknak egy másik fogalma is létezik - a Lewis-elmélet. A Lewis-sav egy elektronpár akceptor, a bázis egy elektronpár donor. Könnyebb megjegyezni az angol szavak első betűivel: sav és akceptor. A kezdőbetűk mindkét esetben a. Szerintem ez egyértelmű. A második esetben a kezdő b és d betű sem nehéz. Egy kis mnemogram a jobb memorizálás érdekében. Nézzünk egy példát egy kémiai reakcióra, amely a savakra és bázisokra vonatkozó Lewis-koncepciót használja. Az oxigénnek 2 magányos elektronpárja van. És itt van a borán képlete. BH3. Íme a képlete. A bór atomnak nincs egy elektronoktettje, a bórnak csak 6 elektronoktete van. De a periódusos rendszer szerint oktett lehetséges, tehát a borán nagyon aktív. A bóratom sp2 hibridizációs állapotban van, ami szabad p-pálya jelenlétét jelenti. Ez a pálya üres. Ez az oka a boránmolekula nagy reaktivitásának. Térjünk vissza a reagenseinkhez. Itt vannak. A bóratom üres pályája éppen ettől az oxigénatomtól tud elektronpárt fogadni. Nézzük ezt egy kicsit részletesebben. A pálya feltöltődik, és kötés jön létre. Képzeljük el ezt. Tehát a reakció eredményeként az oxigénben 1 magányos elektronpár marad. A második kötést képez a bóratommal, amely még mindig hidrogénhez kötődik. Mi a helyzet a molekulák formai töltéseivel? Gondolkodjunk el ezen. +1 az oxigénen és -1 a bóron. Ez egy sav-bázis reakció, mivel az oxolán egy pár elektront ad át, mivel donorként Lewis-bázis. Az Oxolane egy pár elektront adományoz, Lewis bázisként donorként. A borán egy pár elektront fogad el, így sav. Lewis savakkal és bázisokkal kapcsolatos koncepciója a szerves kémia középpontjában áll, és ezt fontos ismerni. A Brønsted-Lowry elméletet nagyon gyakran használják;
J. Lewis a savak és bázisok általánosabb elméletét javasolta.
A Lewis-bázisok elektronpár donorok (alkoholok, alkoholát anionok, éterek, aminok stb.)
A Lewis-savak elektronpár akceptorok, azaz. üres pályával rendelkező vegyületek (hidrogénion és fémkationok: H+, Ag+, Na+, Fe2+; a második és harmadik periódus elemeinek halogenidjei BF3, AlCl3, FeCl3, ZnCl2; halogének; ón- és kénvegyületek: SnCl4, SO3).
Így a Bronsted és Lewis bázisok ugyanazok a részecskék. A Brønsted-bázisosság azonban az a képesség, hogy csak egy protonhoz kapcsolódjon, míg a Lewis-bázisosság egy tágabb fogalom, és azt jelenti, hogy kölcsönhatásba léphet bármely olyan részecskével, amelynek alacsonyan fekvő üres pályája van.
A Lewis-sav-bázis kölcsönhatás donor-akceptor kölcsönhatás, és bármely heterolitikus reakció ábrázolható Lewis-sav-bázis kölcsönhatásként:
A Lewis-savak és bázisok erősségének összehasonlítására nincs egységes skála, mivel relatív erősségük attól függ, hogy milyen anyagot veszünk standardnak (Bronsted savak és bázisok esetében a víz a szabvány). A sav-bázis kölcsönhatások könnyűségének Lewis szerint való felmérésére R. Pearson a „kemény” és „lágy” savak és bázisok kvalitatív elméletét javasolta.
A merev bázisok nagy elektronegativitással és alacsony polarizálhatósággal rendelkeznek. Nehezen oxidálódnak. A legmagasabban elfoglalt molekulapályáik (HOMO) alacsony energiájúak.
A lágy bázisok alacsony elektronegativitással és nagy polarizálhatósággal rendelkeznek. Könnyen oxidálódnak. A legmagasabban elfoglalt molekulapályáik (HOMO) nagy energiájúak.
A kemény savak nagy elektronegativitással és alacsony polarizálhatósággal rendelkeznek. Nehéz helyreállítani őket. A legalacsonyabb, foglalt molekulapályáik (LUMO) alacsony energiájúak.
A lágy savak alacsony elektronegativitással és nagy polarizálhatósággal rendelkeznek. Könnyen helyreállíthatók. A legalacsonyabb üres molekulapályáik (LUMO) nagy energiájúak.
A legkeményebb sav a H+, a leglágyabb a CH3Hg+. A legkeményebb bázisok az F- és OH-, a legpuhábbak az I- és H-.
5. táblázat Kemény és lágy savak és bázisok.
Pearson kemény és lágy savak és bázisok elve (LMCO elv):
A kemény savak előnyösen reagálnak kemény bázisokkal, a lágy savak pedig a lágy bázisokkal.
Ez nagyobb reakciósebességben és stabilabb vegyületek képződésében fejeződik ki, mivel az energiában közel álló pályák közötti kölcsönhatás hatékonyabb, mint az energiában jelentősen eltérő pályák közötti kölcsönhatás.
Az LMCO elvet alkalmazzák a versengő folyamatok (eliminációs és nukleofil szubsztitúciós reakciók, ambident nukleofileket érintő reakciók) preferenciális irányának meghatározására; méregtelenítő szerek és gyógyszerek célzott megalkotására.
Lewis-kritériumok savak és bázisok meghatározásához
Lewis négy kísérleti kritériumot választott a savak és bázisok meghatározásához:
Semlegesítés. Milyen gyorsan és milyen mértékben tudnak a savak és a bázisok egyesülni egymással.
Titrálás indikátorokkal. A savak és bázisok azon képessége, hogy indikátorok segítségével titrálják egymást.
Kiszorítás. A savak és bázisok azon képessége, hogy egy gyengébb savat vagy bázist kiszorítsanak a vegyületekből.
Katalízis. A savak és bázisok azon képessége, hogy katalizátorként működjenek.
Annak meghatározásához, hogy egy anyag melyik osztályba, savba vagy bázisba tartozik, mind a négy kritériummal jellemezni kell. Lewis különös jelentőséget tulajdonított a semlegesítésnek és az indikátorokkal történő titrálásnak. Eszerint a következő meghatározásokat adta.
1. definíció
Savak- olyan anyagok, amelyek a hidrogén-kloridhoz hasonlóan semlegesítik a nátronlúgot vagy bármely más bázist.
2. definíció
Okok- olyan anyagok, amelyek a marónátronhoz hasonlóan semlegesítik a hidrogén-kloridot vagy bármely más savat.
3. definíció
A mindkét irányban reagálni képes anyagokat Lewis osztályba sorolta amfoter anyagok.
Lewis elmélet
1930-1940 dollárban. Lewis a savak és bázisok új meghatározását javasolta. Elmélete az anyag elektronszerkezetén alapul, ezért nevezik elektronelméletnek is. Lewis úgy vélte, hogy a sav-bázis reakciók olyan kölcsönhatások, amelyek során egy bázismolekula magányos elektronpárját hozzáadják egy savmolekulához. Ebben az esetben a bázis donorként, a sav pedig akceptorként működik. Az így létrejövő molekulában a közös elektronpár két atomhoz tartozik, azaz megosztott. Ennek eredményeként egy donor-akceptor kovalens kötés jelenik meg.
1. példa
Az ammónia és a bór-trifluorid reakciójában az ammónia elektronpárt ad (bázisként működik), a bór-trifluorid pedig elfogad (savként működik)
$NH_3 + BF_3 > NH_3BF_3$
1. kép
A Lewis-bázis definíciója magában foglalja a Bronsted-Lowry-bázis definícióját is, mivel a magányos elektronpárral rendelkező atomok protont kapcsolnak egy Bronsted-Lowry-savhoz.
A Lewis-savak ($L$-savak) és bázisok nem tartalmazhatnak protont, ezért aprotikusnak nevezik őket.
2. példa
Az olyan Lewis-savak, mint a $BF_3$ és a $SO_3$, nem Bronsted-Lowry-savak, és a $HCl$, $H_2SO_4$, $CH_3CO_2H$ savak nem Lewis-savak.
4. definíció
Azokat az anyagokat, amelyeket donor elektronpároknak nevezünk Lewis bázisok. Az elektronpárokat elfogadó anyagokat nevezzük Lewis savak.
A Lewis-elmélet nem számszerűsíti a savak erősségét.
5. definíció
A magányos elektronpárral rendelkező atomokat tartalmazó részecskéket nevezzük Lewis indokolja($:O$, $:N$, $:Cl$, $:F$, $OH^-$, $NH_3$, $F^-$).
6. definíció
A koordinációsan telítetlen részecskéket, amelyek üres elektronpályával rendelkező atomokat tartalmaznak, ún. Lewis savak($H^+$, $Al$ $AlCl_3$-ban, $Sb$ $SbF_5$-ban, $B$ $BF_3$-ban).
A Lewis-bázisok a következő vegyületeket tartalmazzák:
A Lewis-savak a következők:
alumínium, bór, szilícium, arzén, ón, antimon, foszfor stb. halogenidjei;
az ionok komplexképzők ($Ag^+$, $Cr^(3+)$, $CO^(3+)$, $Pt^(2+)$ stb.).
$L$ - a savak a kationok többsége, a Lewis-bázisok a bázisok többsége. A sók sav-bázis komplexek.
A savak és bázisok Lewis-féle osztályozása
R.J. Pearson 1936-ban javasolta a savak és bázisok Lewis-féle osztályozását. E besorolás szerint:
A kemény savakat kis sugár és nagy pozitív töltés jellemzi. Nagy elektronegativitásuk, alacsony polarizálhatóságuk és jó elektronpár akceptoruk.
Például: $H^+$, $Be^(2+)$, $Mn^(2+)$, $Al^(3+)$, $Si^(4+)$, $Fe^(3 + )$, $CO^(3+)$ stb.
A lágy savak töltése alacsonyabb a kemény savakhoz képest, nagyobb a polarizálhatóságuk és alacsony az elektronegativitásuk.
Például: $Cu^+$, $Ag^+$, $Au^+$, $Hg^+$, $Pt^(2+)$ stb.
A köztes savak átlagos magtöltést, elektronegativitást és polarizálhatóságot mutatnak a kemény és lágy savak között.
Például: $Fe^(2+)$, $CO^(2+)$, $Ni^(2+)$, $Ru^(2+)$, $OS^(2+)$ stb.
A merev bázisok nagy elektronegativitásúak, és rosszul polarizáltak és oxidáltak.
Például: $F^-$, $Cl^-$, $OH^-$, $NH_3$, $H_2O$ stb.
A lágy bázisok elektronegativitása alacsony, könnyen polarizálódnak, és erős redukálószerek tulajdonságait mutatják.
Például: $H^-$, $I^-$, $S^(2-)$, $CO$, $R_2S$ stb.
A sav-bázis katalízis fogalma
A sav és a bázis természetétől függően a sav-bázis katalízis következő típusait különböztetjük meg:
Specifikus sav (bázis) katalízis. A reakció aktiválódása $H_3O^+$ hidrogénionok vagy $OH^-$ hidroxilionok hatásának eredményeként következik be.
Például: a telítetlen aldehidek hidratálása, az észterek és acetálok hidrolízise specifikus savas katalízis mechanizmusán keresztül megy végbe; specifikus bázikus katalízis jellemző az aldehidek hidratálására, aldolkondenzációra stb.
Általános sav (bázis) katalízis. A katalizátor egy sav (kivéve $H_3O^+$) vagy egy Bronsted-bázis.
Például: a kőolaj szénhidrogének katalitikus átalakulása (katalitikus krakkolás, alkilezés, izomerizáció) az általános savas katalízis mechanizmusán keresztül megy végbe.
Elektrofil (vagy nukleofil) katalízis. Lewis-savak vagy bázisok hatására fordul elő.
Az aprotikus Lewis-savak ($BF_3$, $AlCl_3$, $SbF_4$, $ZnCl_2$) és a Brønsted protikus savak gyakran ugyanazokat a reakciókat katalizálják, és az aprotikus savak katalitikus aktivitása nagyobb, mint a protikus savaké. Ez annak a ténynek köszönhető, hogy vizes oldatokban az aprotikus savak protikus savakká alakulnak.
Jelenleg a legerősebb sav $SbF_5$ $HF$-ban.
A Lewis elektronelmélet a savakat és a bázisokat mélyebben és tágabban vizsgálja, mint a savakra és bázisokra vonatkozó többi elmélet.