Enlace químico y geometría molecular

a) Cierta.

Con tres dominios electrónicos alrededor del boro, este necesita tres orbitales híbridos equivalentes, que resultan de combinar el orbital $2s$ con dos orbitales $2p$:$$s + p + p \;\longrightarrow\; \textbf{3 orbitales } sp^2$$Se disponen en un plano formando ángulos de $120^\circ$, y el orbital $p$ restante queda vacío y perpendicular al plano. La geometría molecular es trigonal plana.

(Ese orbital $p$ vacío, por cierto, explica que el $\text{BF}_3$ sea un ácido de Lewis muy potente: puede aceptar un par de electrones.)

b) Falsa.

La primera parte de la afirmación es correcta: los enlaces $\text{B}\!-\!\text{F}$ son muy polares, porque la diferencia de electronegatividad entre el flúor (el elemento más electronegativo) y el boro es grande.

Pero la conclusión no se sigue. La polaridad de una molécula es la suma vectorial de los dipolos de enlace, y al estar los tres dispuestos en un plano formando ángulos de $120^\circ$, se cancelan exactamente:$$\vec{\mu}_{\text{total}} = \vec{\mu}_1 + \vec{\mu}_2 + \vec{\mu}_3 = \vec{0} \qquad\Longrightarrow\qquad \text{molécula } \textbf{apolar}$$Es la misma situación que en el $\text{CO}_2$ (lineal) o el $\text{CCl}_4$ (tetraédrico): enlaces polares y molécula apolar, porque la geometría es simétrica.

c) Falsa.

El $\text{BF}_3$ es una sustancia molecular covalente, no un compuesto iónico ni un metal. Para conducir la corriente hacen falta portadores de carga móviles, y aquí no los hay:

• No existen iones, porque no se forma una red iónica.
• No hay electrones deslocalizados, porque todos están localizados en enlaces o en pares solitarios.

Por tanto no conduce ni en estado líquido ni en ninguno otro (de hecho, a temperatura ambiente el $\text{BF}_3$ es un gas, dado que sus moléculas apolares solo interaccionan mediante débiles fuerzas de dispersión).