N2o3-Hybridisierung?

Der erste Schritt bei der Bestimmung der Hybridisierung besteht darin, anhand der Lewis-Struktur zu bestimmen, wie viele "Ladungszentren" die betreffenden Atome umgeben.

Das 1-Ladezentrum entspricht entweder:
Eine einzelne kovalente Bindung.
Eine doppelte kovalente Bindung.
Eine dreifache kovalente Bindung.
Ein einzelnes Elektronenpaar.

Die Hybridisierung gliedert sich dann in folgende Bereiche:
4-Ladestationen: #sp^3#
3-Ladestationen: #sp^2#
2-Ladestationen: #sp#

Nun ist die Lewis-Struktur für #N_2O_3# erklärt Resonanz, da es möglich ist, zwei verschiedene Lewis-Strukturen zu zeichnen:

Beginnen wir mit der Untersuchung der Hybridisierung, beginnend mit der Lewis-Struktur ganz links.

Ein Stickstoff ist durch 1-Doppelbindung und 2-Einfachbindung gebunden, daher muss er 3-Ladungszentren haben - das ist es #sp^2# hybridisiert.
Das andere Stickstoffatom ist durch 1-Einfachbindung, 1-Doppelbindung gebunden und hat ein einzelnes Paar. Es hat 3 "Charge Centers" also ist es auch so #sp^2# hybridisiert.

Die "oberen" Sauerstoffatome in der Struktur ganz links sind beides #sp^2# hybridisiert, da sie 2-Einzelpaare und 1-Doppelbindungs-3-Ladungszentren aufweisen.
Der untere Sauerstoff hat jedoch 3-Einzelpaare und 1-Doppelbindungen, was 4-genau so macht #sp^3# hybridisiert.

Wenn wir uns nun der richtigen Struktur zuwenden, können wir sehen, dass die Stickstoffatome in Bezug auf die Anzahl der Ladungszentren (3) unverändert sind und diese behalten #sp^2# Hybridisierung.

Jetzt haben der Sauerstoff oben links und unten links eine andere Menge an Ladungszentren als links. (Der Sauerstoff ganz rechts ist #sp^2#)
Jetzt hat der obere Sauerstoff 4-Ladungszentren und ist #sp^3# hybridisiert und der untere Sauerstoff hat 3-Ladungszentren #sp^2#

( Text Ich glaube, das Diagramm ist fehlerhaft - Sauerstoff kann kein erweitertes Oktett haben, also gehe ich davon aus, dass es das sein soll #sp^2#, obwohl das Diagramm zeigt #sp^3#)

Hoffentlich hat es geholfen!