En sus compuestos el boro muestra un estado de oxidación de +3. Las tres primeras energías de ionización del boro, sin embargo, son demasiado altas para permitir la formación de compuestos que contengan el ion B3+; por lo tanto, en todos sus compuestos el boro está unido covalentemente. Es decir, uno de los electrones 2s del boro es promovido a un orbital 2p, dando la configuración electrónica externa 2s12p2; los orbitales s y p pueden entonces mezclarse para dar híbridos sp2 y sp3, que permiten que el boro sea de tres y cuatro coordenadas, respectivamente. Los derivados de tres coordenadas (por ejemplo, haluros, alquilos, arilos) son moléculas planas que forman fácilmente complejos donante-aceptor (llamados aductos), con compuestos que contienen pares de electrones solitarios; en estos aductos el átomo de boro está cuatricombrado, los cuatro grupos están dispuestos tetraédricamente a su alrededor. Los enlaces tetraédricos son el resultado de la recepción de un par de electrones no compartidos de un átomo donante, ya sea una molécula neutra o un anión. Esto permite que se formen diversas estructuras. Los boratos sólidos presentan cinco tipos de estructuras que implican varios aniones (por ejemplo, BO33-, formado por boro y oxígeno) y enlaces de electrones compartidos. El borato más conocido es el tetraborato de sodio, comúnmente conocido como bórax, Na2B4O7∙10H2O, que aparece de forma natural en los lechos de sal. El bórax se ha utilizado durante mucho tiempo en jabones y antisépticos suaves. Debido a su capacidad para disolver óxidos metálicos, también ha encontrado amplias aplicaciones como fundente de soldadura.

Otro compuesto de boro con diversas aplicaciones industriales es el ácido bórico, H3BO3. Este sólido blanco, también llamado ácido bórico u ortobórico, se obtiene tratando una solución concentrada de bórax con ácido sulfúrico o clorhídrico. El ácido bórico se utiliza habitualmente como antiséptico suave para las quemaduras y las heridas superficiales y es uno de los principales ingredientes de las lociones oculares. Otras aplicaciones importantes son su uso como retardante del fuego en los tejidos, en soluciones para la galvanoplastia del níquel o para el curtido del cuero, y como componente principal en los catalizadores de numerosas reacciones químicas orgánicas. Al calentarse, el ácido bórico pierde agua y forma ácido metabórico, HBO2; una mayor pérdida de agua del ácido metabórico da lugar a la formación de óxido de boro, B2O3. Este último se mezcla con sílice para fabricar vidrio resistente al calor (vidrio de borosilicato) que se utiliza en los utensilios de cocina y en ciertos tipos de equipos de laboratorio. El boro se combina con el carbono para formar carburo de boro (B4C), una sustancia extremadamente dura que se utiliza como abrasivo y como agente de refuerzo en materiales compuestos.

El boro se combina con varios metales para formar una clase de compuestos llamados boruros. Los boruros suelen ser más duros, químicamente menos reactivos y eléctricamente menos resistentes y tienen un punto de fusión más alto que los elementos metálicos puros correspondientes. Algunos de los boruros se encuentran entre las sustancias más duras y resistentes al calor de todas las conocidas. El boruro de aluminio (AlB12), por ejemplo, se utiliza en muchos casos como sustituto del polvo de diamante para el esmerilado y el pulido.

Con el nitrógeno, el boro forma el nitruro de boro (BN), que, al igual que el carbono, puede existir en dos formas alomórficas (químicamente idénticas pero físicamente diferentes). Una de ellas tiene una estructura de capas parecida a la del grafito, mientras que la otra tiene una estructura cristalina cúbica similar a la del diamante. Esta última forma alotrópica, llamada borazón, es capaz de soportar la oxidación a temperaturas mucho más altas y es extremadamente dura, propiedades que la hacen útil como abrasivo de alta temperatura.

El boro reacciona con todos los elementos halógenos para dar trihaluros monoméricos, altamente reactivos (BX3, donde X es un átomo de halógeno-F, Cl, Br o I). Estos llamados ácidos de Lewis forman fácilmente complejos con aminas, fosfinas, éteres e iones haluro. Los ejemplos de formación de complejos entre el tricloruro de boro y la trimetilamina, así como entre el trifluoruro de boro y el ion fluoruro, se muestran en las siguientes ecuaciones:

en las que el punto grueso indica que se forma un enlace entre los átomos de nitrógeno y boro. Cuando el tricloruro de boro se hace pasar a baja presión a través de dispositivos que proporcionan una descarga eléctrica, se forman el tetracloruro de diboro, Cl2B-BCl2, y el tetracloruro de boro, B4Cl4. El tetracloruro de diboro se descompone a temperatura ambiente para dar una serie de monocloruros que tienen la fórmula general (BCl)n, en la que n puede ser 8, 9, 10 u 11; se sabe que los compuestos con fórmulas B8Cl8 y B9Cl9 contienen jaulas cerradas de átomos de boro.

El boro también forma una serie de haluros con la fórmula general BnXn, que también contiene jaulas cerradas de átomos de boro. Un ejemplo es el cloruro de boro B4Cl4. Desgraciadamente, estos interesantes haluros, la mayoría de los cuales son muy coloreados, en claro contraste con los derivados del boro más típicos, son extremadamente difíciles de preparar y manejar. La sustancia B4Cl4, por ejemplo, sólo puede prepararse en cantidades de miligramos, y se necesitan complejas técnicas de descarga eléctrica para su producción; además, se inflama espontáneamente en el aire y se descompone rápidamente tanto por el agua como por la grasa utilizada para lubricar el equipo de vacío empleado en su preparación.

Con el hidrógeno, el boro forma una serie de compuestos llamados boranos, siendo el más simple el diborano (B2H6). La estructura molecular y el comportamiento químico de estos hidruros de boro son únicos entre los compuestos inorgánicos. Por lo general, su estructura molecular revela algunos átomos de boro e hidrógeno estrechamente rodeados o unidos a más átomos de los que puede explicar un enlace de pares de electrones para cada par de átomos. Esta variación condujo al concepto de enlace químico consistente en un par de electrones no localizado entre dos átomos, sino compartido por tres átomos (enlace de dos electrones de tres centros). Los inusuales enlaces de dos electrones tricéntricos dieron lugar a una variedad de compuestos poliédricos de hidruro de boro. Los hidruros de boro más comunes y conocidos incluyen los aniones decahidro-closo-decaborato (2-) y dodecahydro-closo-dodecaborato (2-). Cuando los grupos de hidruros de boro incluyen átomos de carbono, forman carboranos, o carbaboranos (según la nomenclatura de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada). El grupo de carboranos más común es el dicarbaborano icosaédrico (C2B10H12). Según la ubicación de los átomos de carbono en la jaula de boro, los dicarbaboranos se clasifican en tres isómeros: orto-carborano (1,2-C2B10H12), meta-carborano (1,7-C2B10H12) y para-carborano (1,12-C2B10H12). Los boranos y carboranos poliédricos tienen aplicaciones en campos como el almacenamiento de hidrógeno y la medicina, y también actúan como bloques de construcción de estructuras macromoleculares dendríticas. El diborano se combina con una gran variedad de compuestos para formar un gran número de derivados del boro o del borano, incluidos los compuestos orgánicos del boro (por ejemplo, alquil- o aril-boranos y aductos con aldehídos).

La presencia de compuestos de boro puede detectarse cualitativamente por la coloración verde que imparten a la llama de un mechero ordinario de laboratorio, o bunsen. Cuantitativamente, el boro se analiza más fácilmente convirtiendo el material a analizar en ácido bórico mediante el tratamiento con ácido; el exceso de ácido mineral se neutraliza entonces y el ácido bórico, mucho más débil, se valora (se neutraliza en base al volumen) en presencia de un azúcar, como el manitol, para que el ácido sea detectable.