Dans ses composés, le bore présente un état d’oxydation de +3. Les trois premières énergies d’ionisation du bore, cependant, sont beaucoup trop élevées pour permettre la formation de composés contenant l’ion B3+ ; ainsi, dans tous ses composés, le bore est lié de manière covalente. C’est-à-dire que l’un des électrons 2s du bore est promu à une orbitale 2p, ce qui donne la configuration électronique externe 2s12p2 ; les orbitales s et p peuvent ensuite être mélangées pour donner des hybrides sp2 et sp3, qui permettent au bore d’être respectivement trois et quatre fois coordonné. Les dérivés à trois coordinations (par exemple, les halogénures, les alkyles, les aryles) sont des molécules planes qui forment facilement des complexes donneur-accepteur (appelés adduits), avec des composés contenant des paires d’électrons solitaires ; dans ces adduits, l’atome de bore est à quatre coordinations, les quatre groupes étant disposés en tétraèdre autour de lui. Les liaisons tétraédriques résultent de la réception d’une paire d’électrons non partagée d’un atome donneur – soit une molécule neutre, soit un anion. Cela permet la formation d’une grande variété de structures. Les borates solides présentent cinq types de structures impliquant plusieurs anions (par exemple, BO33-, formé de bore et d’oxygène) et des liaisons à électrons partagés. Le borate le plus connu est le tétraborate de sodium, communément appelé borax, Na2B4O7∙10H2O, qui se trouve naturellement dans les lits de sel. Le borax est utilisé depuis longtemps dans les savons et les antiseptiques légers. En raison de sa capacité à dissoudre les oxydes métalliques, il a également trouvé de larges applications comme flux de soudure.

Un autre composé du bore aux applications industrielles diverses est l’acide borique, H3BO3. Ce solide blanc, également appelé acide boracique ou orthoborique, est obtenu en traitant une solution concentrée de borax avec de l’acide sulfurique ou chlorhydrique. L’acide borique est couramment utilisé comme antiseptique doux pour les brûlures et les plaies superficielles et constitue un ingrédient majeur des lotions pour les yeux. Parmi ses autres applications importantes, on peut citer son utilisation comme retardateur de feu dans les tissus, dans les solutions pour l’électrodéposition du nickel ou pour le tannage du cuir, et comme constituant majeur des catalyseurs de nombreuses réactions chimiques organiques. Lorsqu’il est chauffé, l’acide borique perd de l’eau et forme de l’acide métaborique, HBO2 ; la perte supplémentaire d’eau de l’acide métaborique entraîne la formation d’oxyde de bore, B2O3. Ce dernier est mélangé à de la silice pour fabriquer du verre résistant à la chaleur (verre borosilicaté) utilisé dans les ustensiles de cuisine et certains types d’équipements de laboratoire. Le bore se combine avec le carbone pour former le carbure de bore (B4C), une substance extrêmement dure qui est utilisée comme abrasif et comme agent de renforcement dans les matériaux composites.

Le bore se combine avec divers métaux pour former une classe de composés appelés borures. Les borures sont généralement plus durs, chimiquement moins réactifs et électriquement moins résistifs et ont un point de fusion plus élevé que les éléments métalliques purs correspondants. Certains borures sont parmi les substances les plus dures et les plus résistantes à la chaleur de toutes les substances connues. Le borure d’aluminium (AlB12), par exemple, est utilisé dans de nombreux cas comme substitut de la poussière de diamant pour le meulage et le polissage.

Avec l’azote, le bore forme le nitrure de bore (BN) qui, comme le carbone, peut exister sous deux formes allomorphes (chimiquement identiques mais physiquement différentes). L’une d’entre elles présente une structure en couches ressemblant à celle du graphite, tandis que l’autre possède une structure cristalline cubique semblable à celle du diamant. Cette dernière forme allotropique, appelée borazon, est capable de résister à l’oxydation à des températures beaucoup plus élevées et est extrêmement dure – des propriétés qui la rendent utile comme abrasif à haute température.

Le bore réagit avec tous les éléments halogènes pour donner des trihalogénures monomères très réactifs (BX3, où X est un atome d’halogène-F, Cl, Br ou I). Ces acides dits de Lewis forment facilement des complexes avec des amines, des phosphines, des éthers et des ions halogénures. Des exemples de formation de complexes entre le trichlorure de bore et la triméthylamine, ainsi qu’entre le trifluorure de bore et l’ion fluorure, sont représentés dans les équations suivantes :

dans lesquelles le point lourd indique qu’une liaison est formée entre les atomes d’azote et de bore. Lorsqu’on fait passer du trichlorure de bore à basse pression dans des dispositifs délivrant une décharge électrique, il se forme du tétrachlorure de diboron, Cl2B-BCl2, et du tétrachlorure de tétraboron, B4Cl4. Le tétrachlorure de dibore se décompose à température ambiante pour donner une série de monochlorures ayant la formule générale (BCl)n, dans laquelle n peut être 8, 9, 10 ou 11 ; les composés de formules B8Cl8 et B9Cl9 sont connus pour contenir des cages fermées d’atomes de bore.

Le bore forme également une série d’halogénures de formule générale BnXn, qui contient également des cages fermées d’atomes de bore. Un exemple est le chlorure de bore B4Cl4. Malheureusement, ces intéressants halogénures, dont la plupart sont très colorés, ce qui contraste fortement avec les dérivés du bore plus typiques, sont extrêmement difficiles à préparer et à manipuler. La substance B4Cl4, par exemple, ne peut être préparée qu’en quantités de l’ordre du milligramme, et des techniques complexes de décharge électrique sont nécessaires pour sa production ; en outre, elle s’enflamme spontanément dans l’air et est rapidement décomposée à la fois par l’eau et même par la graisse utilisée pour lubrifier l’équipement sous vide employé dans sa préparation.

Avec l’hydrogène, le bore forme une série de composés appelés boranes, le plus simple étant le diborane (B2H6). La structure moléculaire et le comportement chimique de ces hydrures de bore sont uniques parmi les composés inorganiques. Généralement, leur structure moléculaire révèle quelques atomes de bore et d’hydrogène étroitement entourés ou liés à plus d’atomes que ne peut l’expliquer une liaison par paire d’électrons pour chaque paire d’atomes. Cette variance a conduit au concept d’une liaison chimique constituée d’une paire d’électrons non localisée entre deux atomes mais partagée par trois atomes (liaison à deux électrons à trois centres). Les liaisons inhabituelles à deux électrons à trois centres ont donné naissance à une variété de composés polyédriques d’hydrure de bore. Les hydrures de bore les plus courants et les plus connus sont les anions décahydro-closo-décaborate (2-) et dodécahydro-closo-dodécaborate (2-). Lorsque les amas d’hydrure de bore comprennent des atomes de carbone, ils forment des carboranes, ou carbaboranes (selon la nomenclature de l’Union internationale de chimie pure et appliquée). L’amas de carboranes le plus couramment rencontré est le dicarbaborane icosaédrique (C2B10H12). Selon l’emplacement des atomes de carbone dans la cage de bore, les dicarbaboranes sont classés en trois isomères : ortho-carborane (1,2-C2B10H12), méta-carborane (1,7-C2B10H12) et para-carborane (1,12-C2B10H12). Les boranes et les carboranes polyédriques ont des applications dans des domaines tels que le stockage de l’hydrogène et la médecine, et ils servent également de blocs de construction pour les structures macromoléculaires dendritiques. Le diborane se combine avec une grande variété de composés pour former un grand nombre de dérivés du bore ou du borane, y compris des composés organiques du bore (par exemple, des alkyl- ou aryl-boranes et des produits d’addition avec des aldéhydes).

La présence de composés du bore peut être détectée qualitativement par la coloration verte qu’ils confèrent à la flamme d’un brûleur de laboratoire ordinaire, ou bunsen. Quantitativement, le bore est le plus facilement analysé en transformant la matière à analyser en acide borique par traitement avec un acide ; l’excès d’acide minéral est ensuite neutralisé et l’acide borique, beaucoup plus faible, est titré (neutralisé sur une base volume-volume) en présence d’un sucre, tel que le mannitol, pour rendre l’acide détectable.