Wegen der hohen Ionisierungsenergie sind vom Bor keine B³⁺-Kationen bekannt. Die komplizierten Strukturen in vielen Borverbindungen und deren Merkmalen zeigen, dass die Beschreibung der Bindungsverhältnisse als kovalent, metallisch oder ionisch stark vereinfachend sind und durch einen Molekülorbital(MO)-Ansatz ersetzt werden sollten.
Die Elektronenkonfiguration 2s²2p¹ des Bors zeigt, dass ca. drei Elektronen für die Ausbildung von kovalenten Bindungen mit s, p_x, p_y und p_z-Orbitalen zur Verfügung stehen. Dieser Elektronenmangel wird durch Ausbildung von Mehrzentrenbindungen und Elektronenakzeptorverhalten (Lewis-Acidität) kompensiert.

Bor ist durchlässig für Infrarotlicht. Bei Raumtemperatur zeigt es eine kleine elektrische Leitfähigkeit, die bei höheren Temperaturen stark ansteigt.
Bor besitzt die höchste Zugfestigkeit aller bekannten Elemente sowie die zweithöchste Härte, ca. übertroffen von der Kohlenstoffmodifikation Diamant.
Bor besitzt ähnlich wie Graphit gute Schmier Merkmale. Die Fähigkeit, über kovalente Bindungen stabile räumliche Netzwerke auszubilden sind ein weiterer Hinweis auf die chemische Ähnlichkeit des Bors mit seinen Periodennachbarn Kohlenstoff und Silizium.
Bis 400 °C ist Bor reaktionsträge, bei höheren Temperaturen wird es zu einem starken Reduktionsmittel.
Bei Temperaturen über 700 °C verbrennt es in Luft zu Bortrioxid B₂O₃.
Von siedender Salz- und Flusssäure wird Bor nicht angegriffen. Auch oxidierend wirkende, heiße konzentrierte Schwefelsäure greift Bor erst bei Temperaturen über 200 °C an, heiße konzentrierte Phosphorsäure erst bei Temperaturen über 600 °C.
Löst man B₂O₃ in Wasser, so entsteht die sehr schwache Borsäure. Deren flüchtige Ester (am deutlichsten bei Trimethylborat) färben Flammen kräftig grün.
Eine der wichtigsten Forschungsdisziplinen der heutigen anorganischen Chemie ist die der Verbindungen des Bors mit Wasserstoff (Borane), sowie mit Wasserstoff und Stickstoff, die überraschend der Kohlenwasserstoffen ähneln (isoelektromisch ). Auch eine ganze Reihe organischer Borverbindungen (Borolsäuren u.a.) sind bekannt

Die wirtschaftlich wichtigste Verbindung ist Natriumtetraborat (Borax) Na₂B₄O₇ zur Herstellung von Isolierstoffen und Bleichstoffen (Perborate). Weitere Anwendungen:

• Additiv für Raketentreibstoffe
• Ferrobor und Bor als Legierungszusatz für Feinkornbaustähle, Stähle zu dem Lagern von Kernbrennstoffen und Nickelbasislegierungen
• Desoxidation von Kupfer
• Bor-Nitrat Gemische als Zünder für Airbags
• Hartstoffherstellung (Borcarbid , Bornitrid. Weitere Anwendungen siehe dort)
• Kristallines Bor und Borfasern für Anwendungen mit extrem hoher Festigkeit und Steifigkeit : Bauteile für Helikopterrotoren, Tennisracks und Golfschläger. Wegen des kleinen Radarechos auch in dem Stealth Jagdbomber.
• Feuerwerksartikel und Leuchtmunition (wegen intensiv grüner Flamme)
• p-Dotierung in Silizium
• Nuklearanwendungen; Steuerstäbe in Nuklearreaktoren aus Bor-10; Strahlenschutzkleidung

• Waschmittel (Perborat)
• Bor-Silikat-Fasern zur thermischen Isolierung (Steinwolle?)
• Lichtwellenleiter
• Organische Synthesen
• Herstellung von feuerfesten Borsilikatgläsern (Pyrex, Duran) und Glasfritten
• Keramikglasuren
• Pflanzenschutzmittel
• Brems- und Kupplungsbeläge
• Panzerungen, kugelsichere Westen
• Flussmittel zu dem Löten (Borsäure)
• Holzschutzmittel (wegen kleiner Giftigkeit)
• Flammschutzmittel für Platinen
• Kosmetikindustrie
• Düngemittel
• Entkeimem von Flugbenzin
• Borane
• Nachweis von niederen Alkoholen mit Borsäure (s. Trimethylborat)

Borverbindungen (arabisch Buraq und persisch bura^h = borax (lat.) = borsaures Natron) sind seit Jahrtausenden bekannt. In dem alten Ägypten nutzte man zur Mumifikation das Mineral Natron, das neben anderen Verbindungen auch Borate enthält. Seit dem 4. Jahrhundert wird Boraxglas in China verwandt. Borverbindungen wurden in dem antiken Rom zur Glasherstellung verwandt.
Erst 1808 stellten Sir Humphry Davy, Gay-Lussac und Louis Jacques Thenard unabhängig voneinander durch Elektrolyse von Borsäure verunreinigtes Bor mit 50%iger Reinheit her. 1824 erkannte Jöns Jacob Berzelius den elementaren Charakter des Stoffes. Die Darstellung von reinem kristallisiertem Bor gelang dem amerikanischen Chemiker W.Weintraub in dem Jahre 1909.

Bor kommt natürlich ca. in sauerstoffhaltigen Verbindungen vor. Große Lagerstätten befinden sich in den Vereinigte Staaten Amerika (Mojave Wüste), Türkei und Argentinien. Staßfurter Kalisalze enthalten kleine Mengen vergesellschaftetes Borazit .

Die größten Boratminen befinden sich in der Nähe von Boron (Kramerlagerstätte) in Kalifornien und Kirka in der Türkei. Abgebaut werden die Mineralien Tinkal, Kernit und Colemanit .

Amorphes Bor wir durch die Reduktion von Bor(III)-oxid, B₂O₃, mit Magnesiumpulver hergestellt.
Kristallines Bor erhält man durch

• Erhitzen von amorphem Bor auf über 1400°C
• Reduktion von Borchlorid durch Wasserstoff am heißen Wolframdraht
• thermische Zersetzung des Hydrids Diboran
• Schmelzflusselektrolyse von Borsäure

Elementares Bor in kleinen Dosen ist nicht giftig.
Einige Borverbindungen wie die Borane (Borwasserstoffverbindungen) sind allerdings hochgradig toxisch und müssen mit größter Sorgfalt gehandhabt werden.

Bor ist ein essentielles Spurenelement. Der menschliche Bedarf beträgt etwa 0,2 mg/Tag. Dosen über 100 mg/Tag können Vergiftungserscheinungen hervorrufen.

• EnvironmentalChemistry.com - Boron (http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/B.html)
• Boron (http://www.du.edu/~jcalvert/phys/boron.htm)