Nei suoi composti il boro mostra uno stato di ossidazione di +3. Le prime tre energie di ionizzazione del boro, tuttavia, sono troppo alte per permettere la formazione di composti contenenti lo ione B3+; così, in tutti i suoi composti il boro è legato covalentemente. Cioè, uno degli elettroni 2s del boro è promosso ad un orbitale 2p, dando la configurazione elettronica esterna 2s12p2; gli orbitali s e p possono poi essere mescolati per dare ibridi sp2 e sp3, che permettono al boro di essere tre e quattro coordinati, rispettivamente. I derivati a tre coordinate (per esempio, alogenuri, alchili, arili) sono molecole planari che formano facilmente complessi donatore-accettore (chiamati addotti), con composti che contengono coppie solitarie di elettroni; in questi addotti l’atomo di boro è quattro-coordinato, i quattro gruppi sono disposti tetraedricamente intorno ad esso. I legami tetraedrici risultano dalla ricezione di una coppia non condivisa di elettroni da un atomo donatore, sia una molecola neutra che un anione. Questo permette la formazione di una varietà di strutture. I borati solidi mostrano cinque tipi di strutture che coinvolgono diversi anioni (per esempio, BO33-, formato da boro e ossigeno) e legami a elettroni condivisi. Il borato più familiare è il tetraborato di sodio, comunemente conosciuto come borace, Na2B4O7∙10H2O, che si trova naturalmente nei letti di sale. Il borace è stato a lungo usato nei saponi e negli antisettici leggeri. A causa della sua capacità di dissolvere gli ossidi metallici, ha anche trovato ampie applicazioni come flusso di saldatura.

Un altro composto del boro con diverse applicazioni industriali è l’acido borico, H3BO3. Questo solido bianco, chiamato anche acido boracico, o ortoborico, si ottiene trattando una soluzione concentrata di borace con acido solforico o cloridrico. L’acido borico è comunemente usato come mite antisettico per ustioni e ferite superficiali ed è un ingrediente importante nelle lozioni per gli occhi. Tra le sue altre importanti applicazioni ci sono il suo uso come ritardante di fiamma nei tessuti, nelle soluzioni per la galvanoplastica del nichel o per la concia del cuoio, e come componente principale nei catalizzatori per numerose reazioni chimiche organiche. Al riscaldamento, l’acido borico perde acqua e forma acido metaborico, HBO2; un’ulteriore perdita di acqua dall’acido metaborico porta alla formazione di ossido di boro, B2O3. Quest’ultimo si mescola con la silice per fare vetro resistente al calore (vetro borosilicato) per l’uso in utensili da cucina e certi tipi di attrezzature di laboratorio. Il boro si combina con il carbonio per formare il carburo di boro (B4C), una sostanza estremamente dura che è usata come abrasivo e come agente di rinforzo nei materiali compositi.

Il boro si combina con vari metalli per formare una classe di composti chiamati boruri. I boruri sono di solito più duri, chimicamente meno reattivi, ed elettricamente meno resistivi e hanno un punto di fusione più alto dei corrispondenti elementi metallici puri. Alcuni dei boruri sono tra i più duri e resistenti al calore di tutte le sostanze conosciute. Il boruro di alluminio (AlB12), per esempio, è usato in molti casi come sostituto della polvere di diamante per la rettifica e la lucidatura.

Con l’azoto, il boro forma il nitruro di boro (BN), che, come il carbonio, può esistere in due forme allomorfe (chimicamente identiche ma fisicamente diverse). Una ha una struttura a strati che assomiglia a quella della grafite, mentre l’altra ha una struttura cristallina cubica simile a quella del diamante. Quest’ultima forma allotropica, chiamata borazon, è capace di resistere all’ossidazione a temperature molto più alte ed è estremamente dura, proprietà che la rendono utile come abrasivo ad alta temperatura.

Il boro reagisce con tutti gli elementi alogeni per dare trialidi monomerici, altamente reattivi (BX3, dove X è un atomo alogeno-F, Cl, Br o I). Questi cosiddetti acidi di Lewis formano facilmente complessi con ammine, fosfine, eteri e ioni alogenuri. Esempi di formazione di complessi tra tricloruro di boro e trimetilammina, così come tra trifluoruro di boro e ione fluoruro, sono mostrati nelle seguenti equazioni:

in cui il punto pesante indica che si forma un legame tra gli atomi di azoto e boro. Quando il tricloruro di boro viene fatto passare a bassa pressione attraverso dispositivi che forniscono una scarica elettrica, si formano il tetracloruro di diboro, Cl2B-BCl2, e il tetracloruro di tetraboron, B4Cl4. Il tetracloruro di diboro si decompone a temperatura ambiente per dare una serie di monocloruri con la formula generale (BCl)n, in cui n può essere 8, 9, 10, o 11; i composti con le formule B8Cl8 e B9Cl9 sono noti per contenere gabbie chiuse di atomi di boro. Un esempio è il cloruro di boro B4Cl4. Sfortunatamente, questi interessanti alogenuri, la maggior parte dei quali sono molto colorati in netto contrasto con i più tipici derivati del boro, sono estremamente difficili da preparare e da maneggiare. La sostanza B4Cl4, per esempio, può essere preparata solo in quantità milligrammi, e sono necessarie complesse tecniche di scarica elettrica per la sua produzione; inoltre, si infiamma spontaneamente in aria ed è rapidamente decomposta sia dall’acqua che dal grasso usato per lubrificare le attrezzature a vuoto impiegate nella sua preparazione.

Con l’idrogeno, il boro forma una serie di composti chiamati borani, il più semplice è il diborano (B2H6). La struttura molecolare e il comportamento chimico di questi idruri di boro sono unici tra i composti inorganici. Tipicamente, la loro struttura molecolare rivela alcuni atomi di boro e idrogeno strettamente circondati o legati a più atomi di quelli che possono essere spiegati da un legame elettrone-coppia per ogni coppia di atomi. Questa variante ha portato al concetto di un legame chimico che consiste in una coppia di elettroni non localizzata tra due atomi ma condivisa da tre atomi (legame a due elettroni a tre centri). Gli insoliti legami a due elettroni a tre centri hanno portato ad una varietà di composti poliedrici di idruro di boro. Gli idruri di boro più comuni e conosciuti includono gli anioni decaidro-closo-decaborato (2-) e dodecaidro-closo-dodecaborato (2-). Quando i cluster di idruri di boro includono atomi di carbonio, formano carborani o carbaborani (secondo la nomenclatura dell’Unione internazionale di chimica pura e applicata). Il cluster di carborani più comunemente incontrato è il dicarbaborano icosaedrico (C2B10H12). A seconda della posizione degli atomi di carbonio nella gabbia di boro, i dicarbaborani sono classificati in tre isomeri: orto-carborano (1,2-C2B10H12), meta-carborano (1,7-C2B10H12), e para-carborano (1,12-C2B10H12). I poliedrici borani e carborani hanno applicazioni in campi come l’immagazzinamento dell’idrogeno e la medicina, e agiscono anche come blocchi di costruzione per strutture macromolecolari dendritiche. Il diborano si combina con un’ampia varietà di composti per formare un gran numero di derivati del boro o del borano, compresi i composti organici del boro (per esempio alchil- o aril-borani e addotti con le aldeidi).

La presenza di composti del boro può essere rilevata qualitativamente dalla colorazione verde che danno alla fiamma di un normale bruciatore da laboratorio, o bunsen. Quantitativamente, il boro è più facilmente analizzato convertendo il materiale da analizzare in acido borico mediante trattamento con acido; l’acido minerale in eccesso viene poi neutralizzato e l’acido borico molto più debole viene titolato (neutralizzato su una base volume-volume) in presenza di uno zucchero, come il mannitolo, per rendere l’acido rilevabile.

Il boro può essere rilevato qualitativamente dalla colorazione verde che conferiscono alla fiamma del normale bruciatore da laboratorio o del Bunsen.