Le trifluorure de bore BF₃ est plan et triangulaire (3 doublets…

$\mathrm{BF}{}_3$ est apolaire. Les trois liaisons $\mathrm{B}-\mathrm{F}$ sont très polarisées (le fluor est l'atome le plus électronégatif), mais elles pointent dans un même plan, à $120^{\circ }$ les unes des autres. Les trois effets se compensent exactement : le barycentre des charges ${\delta }^{-}$ tombe sur le bore, là où se trouve déjà celui des charges ${\delta }^{+}$. Barycentres confondus $\Rightarrow$ molécule apolaire.

$\mathrm{NH}{}_3$ est polaire. Le doublet non liant de l'azote occupe le quatrième sommet du tétraèdre : les trois liaisons $\mathrm{N}-\mathrm{H}$ sont toutes du même côté, comme les trois pieds d'un trépied. Leurs effets s'ajoutent au lieu de se compenser, et le doublet non liant renforce encore l'excès de charge négative au sommet. Barycentres distincts $\Rightarrow$ molécule polaire.

Le critère décisif est la symétrie, pas la force des liaisons. $\mathrm{BF}{}_3$ a des liaisons plus polarisées que $\mathrm{NH}{}_3$ et il est pourtant apolaire ; c'est la géométrie qui tranche.

Comment le voir vite : si l'atome central porte des atomes tous identiques et aucun doublet non liant, la molécule est apolaire ($\mathrm{BF}{}_3$, $\mathrm{CO}{}_2$, $\mathrm{CH}{}_4$, $\mathrm{CCl}{}_4$). Dès qu'un doublet non liant apparaît ou qu'un substituant diffère, la symétrie se casse et la molécule devient polaire.