El Nitrógeno dispone de 5 electrones en su capa de valencia. Al formar tres enlaces covalentes sencillos con los átomos de Flúor, utiliza 3 electrones, por lo que le resta 1 par de electrones sin compartir.

El Boro posee 3 electrones en su capa de valencia. Al formar los tres enlaces con el Flúor, emplea la totalidad de sus electrones de valencia, por lo que el átomo central no presenta ningún par de electrones sin compartir (es una excepción a la regla del octeto por defecto).

La geometría electrónica (disposición de todos los pares de electrones) es tetraédrica para minimizar las repulsiones. No obstante, la geometría molecular viene definida únicamente por la posición de los núcleos atómicos; al existir un par solitario que ejerce una mayor repulsión sobre los pares enlazantes, la geometría molecular resultante es piramidal trigonal, no tetraédrica.

En la molécula de $\ce{NF3}$, los enlaces $\ce{N-F}$ son polares. Debido a su geometría piramidal trigonal ($AB_3E$), la suma vectorial de los momentos dipolares de enlace es distinta de cero ($\mu \neq 0$). Por lo tanto, la molécula es polar.En la molécula de $\ce{BF3}$, los enlaces $\ce{B-F}$ también son polares. Sin embargo, su geometría es trigonal plana ($AB_3$). Debido a la elevada simetría de esta disposición, los vectores momento dipolar de los tres enlaces se anulan entre sí, resultando en un momento dipolar total nulo ($\mu = 0$). Por lo tanto, la molécula es apolar.

Al tener 3 pares de electrones enlazantes y 1 par de electrones solitario, el Nitrógeno presenta 4 regiones de densidad electrónica. Para orientar estas regiones hacia los vértices de un tetraedro, el átomo central requiere una hibridación $sp^3$.