$• \ \text{Alternativa (A):}$ $\color{royalblue}{\text{Correta}}$ A molécula de $\ce{H_2}$ possui ligação covalente pura, já a molécula de $\ce{HF}$ apresenta uma boa diferença de eletronegatividade, sendo predominantemente iônica. $• \ \text{Alternativa (B):}$ $\color{royalblue}{\text{Correta}}$ Ambas apresentam ligações covalentes, não possuindo orbitais desemparelhados, caracterizando-se moléculas diamagnéticas. $• \ \text{Alternativa (C):}$ $\color{orangered}{\text{Incorreta}}$ O $\ce{PCl_5}$ possui número estérico cinco, sem nenhum par solitário, assim, constitui uma geometria bipiramidal trigonal, com cinco ligações covalentes polares idênticas, as quais apresentam momento dipolar resultante nulo. Por outro lado, a molécula de $\ce{PCl_3}$ apresenta número estérico quatro, com um par solitário, caracterizando uma geometria piramidal trigonal, a qual não apresenta momento dipolar resultante nulo. $• \ \text{Alternativa (D):}$ $\color{royalblue}{\text{Correta}}$ Vide alternativas anteriores, sabemos que $\ce{H_2}$ possui momento dipolar nulo, visto que não há diferença de eletronegatividade. Além disso, sabemos que a geometria do $\ce{PCl_5}$ contribui para o seu momento dipolar resultante nulo. $• \ \text{Alternativa (E):}$ $\color{royalblue}{\text{Correta}}$ Este é basicamente o conceito das $\text{Forças de London}$, em que se justifica o motivo de até moléculas apolares como o $\ce{H_2}$ estarem unidas em estado sólido, isto quando colocadas a temperaturas suficiente baixas.\begin{matrix}Letra \ (C) \end{matrix}