Enlace químico y geometría molecular

a) Enlace covalente polar.

Los dos elementos son no metales situados a la derecha de la tabla, con electronegatividades altas ($3{,}0$ para el nitrógeno y $4{,}0$ para el flúor). La diferencia entre ellas es de solo $1{,}0$ unidades, insuficiente para que haya transferencia electrónica:$$\Delta \chi = 4{,}0 - 3{,}0 = 1{,}0 \; < \; 1{,}7 \qquad\Longrightarrow\qquad \textbf{enlace covalente}$$Los átomos comparten electrones, aunque el par compartido está desplazado hacia el flúor: el enlace es covalente polar. El nitrógeno forma tres enlaces (le faltan tres electrones para el octeto) y cada flúor, uno, lo que da la estequiometría $\text{AB}_3$.

b) Geometría: pirámide trigonal.

Estructura de Lewis: el nitrógeno aporta 5 electrones de valencia, forma tres enlaces simples y le queda un par solitario.$$\text{Dominios electrónicos} = 3 \; \text{enlazantes} + 1 \; \text{solitario} = 4 \qquad (\text{AX}_3\text{E})$$La disposición de los pares es tetraédrica, pero la geometría molecular —solo los átomos— es una pirámide trigonal. Como el par solitario repele con más intensidad que los enlazantes, los ángulos $\text{F}\!-\!\text{N}\!-\!\text{F}$ se cierran por debajo de $109{,}5^\circ$ (unos $102^\circ$).

c) Molécula polar; solubilidad en agua moderada.

Los enlaces $\text{N}\!-\!\text{F}$ son polares y la geometría piramidal es asimétrica, así que los dipolos de enlace no se cancelan:$$\vec{\mu}_{\text{total}} \neq \vec{0} \qquad\Longrightarrow\qquad \textbf{molécula polar}$$(Si fuera trigonal plana, como el $\text{BF}_3$, los dipolos se anularían y sería apolar: el par solitario es lo que marca la diferencia.)

Al ser polar, cabe esperar cierta afinidad por el agua, que también lo es: lo semejante disuelve a lo semejante. Conviene matizar, sin embargo, que su solubilidad real es baja, por dos motivos: su momento dipolar es pequeño ($0{,}23\ \text{D}$, porque el dipolo del par solitario se opone al de los enlaces) y no puede formar enlaces de hidrógeno con el agua, ya que no tiene hidrógenos y sus pares libres están poco disponibles.