Enlace químico y geometría molecular

• En el C, un electrón $2s$ promociona a $2p$ y se mezclan el orbital $s$ y los tres $p$: cuatro híbridos $sp^3$, cada uno con un electrón, que solapan con el $1s$ de cada H.
• En el B, se mezclan el $2s$ y dos $2p$: tres híbridos $sp^2$ en un plano, y queda un orbital $p$ vacío perpendicular.
• En el N, los cuatro híbridos $sp^3$ alojan tres electrones desapareados (enlaces con los H) y un par solitario.

• $\text{CH}_4$: cuatro pares enlazantes, $\text{AB}_4$ → tetraédrica, ángulos de $109{,}5^\circ$.
• $\text{BF}_3$: tres pares enlazantes, $\text{AB}_3$ → triangular plana, ángulos de $120^\circ$. (El boro se queda con seis electrones: excepción a la regla del octeto.)
• $\text{NH}_3$: tres pares enlazantes y uno libre, $\text{AB}_3\text{E}$ → los pares se disponen en tetraedro, pero la molécula es piramidal trigonal; el par libre repele más y cierra el ángulo H–N–H a unos $107^\circ$.

• $\text{CH}_4$: los enlaces C–H son casi apolares y, además, la geometría tetraédrica anula cualquier momento dipolar. Molécula apolar: solo fuerzas de dispersión (London).
• $\text{BF}_3$: los enlaces B–F son muy polares, pero la geometría triangular plana y simétrica hace que los tres momentos dipolares se anulen. Molécula apolar: solo fuerzas de dispersión.
• $\text{NH}_3$: enlaces N–H polares en una pirámide, sin simetría que los anule. Molécula polar, y con H unido a un átomo pequeño y muy electronegativo (N): enlaces de hidrógeno, además de dipolo-dipolo y dispersión.

No confundas la disposición de los pares con la geometría molecular: el $\text{NH}_3$ tiene cuatro pares en tetraedro, pero su forma es piramidal porque el par libre no se «ve». La hibridación sí cuenta todos los pares, libres incluidos.

Que una molécula tenga enlaces polares no la hace polar: el $\text{BF}_3$ es el ejemplo clásico. Justifica siempre la polaridad con la geometría.