elektronová konfigurace atomu fosforu může být reprezentována 1s22s22p63s23p3. Uspořádání vnějšího pláště se proto podobá uspořádání dusíku se třemi napůl naplněnými orbitaly, z nichž každý je schopen vytvořit jednu kovalentní vazbu a další osamělý pár elektronů. V závislosti na elektronegativitě prvků, se kterými se kombinuje, může fosfor vykazovat oxidační stavy +3 nebo -3, stejně jako dusík. Hlavní rozdíly mezi dusíkem a fosforem spočívají v tom, že tento má podstatně nižší elektronegativitu a má větší atomy, s k dispozici vnějšími d orbitaly. Z těchto důvodů, podobnosti mezi chemií dusíku a fosforu jsou do značné míry formální, inklinuje zakrýt skutečné, velké rozdíly. Vnější d orbitaly ve fosforu umožňují expanzi oktetu, což vede ke stavu +5, přičemž ve sloučeninách se vytvoří pět skutečných kovalentních vazeb, což je podmínka nemožná pro dosažení dusíku.

první výrazný rozdíl v chemii ze dvou elementů je, že elementární fosfor existuje v rámci běžných podmínek v každém z 10 úpravy, nebo allotropic forem, z nichž všechny jsou pevné, tři hlavní nanostruktur jsou bílá, červená a černá. Molekuly fosforu vzorce P2, strukturálně analogické molekulám N2 a zjevně také trojitě vázané, existují pouze při velmi vysokých teplotách. Tyto molekuly P2 přetrvávají při nižších teplotách-pod asi 1 200 °C—2 200 °F) – kvůli skutečnosti, že tři jednoduché vazby ve fosforu, na rozdíl od situace s dusíkem, jsou energeticky zvýhodněny nad jednou trojnou vazbou. Na chlazení, trojnásobně lepené P2 molekuly kondenzují tvoří tetraedrické molekuly P4, ve které každý atom je spojen se třemi ostatními pomocí jednoduché vazby. Bílý fosfor má dva alotropy: alfa forma, která je stabilní při běžných teplotách, má krychlovou krystalovou strukturu; beta forma, která je stabilní pod -78 °C (-108 °F), má hexagonální krystalovou strukturu. Vzhledem k relativně slabých mezimolekulárních atrakce (van der Waalsovy síly) mezi jednotlivými P4 molekuly, pevné taje snadno na 44,1 °C (111.4 °F) a vaří při asi 280 °C (536 °F). Tvorba čtyřstěnů vyžaduje vazebné úhly 60° namísto upřednostňovaného 90°-109° úhly, tak že bílý fosfor je relativně nestabilní, nebo metastabilní formě. Mění se spontánně, ale pomalu, při teplotách kolem 200 °C (390 °F) nebo vyšších, na polymerní formu zvanou “ červený fosfor.“Tato látka je amorfní, když tvořil při nižších teplotách, ale to se může stát krystalický, s teplotou tání cca 590° C (1,090 °F). Při vyšších teplotách a tlacích, nebo pomocí katalyzátoru, při běžných tlacích a teplotě asi 200 °C se fosfor přemění na šupinatou černou krystalickou formu, která poněkud připomíná grafit. To se může ukázat jako nejstabilnější forma fosforu, a to navzdory relativním obtížím při jeho přípravě. V červené i černé formě tvoří každý atom fosforu tři jednotlivé vazby, které jsou dostatečně rozloženy, aby byly relativně bez napětí.

v souladu s metastabilním stavem bílé modifikace a vytlačováním jejích kovalentních vazeb je tato forma chemicky mnohem reaktivnější než ostatní. Je vysoce toxický, intenzivně reaguje s většinou činidel a zapálí se na vzduchu pouze při 35° C (95 °F), takže musí být skladován pod vodou nebo jinou inertní kapalinou. Bílý fosfor se snadno rozpouští v rozpouštědlech, jako je síran uhličitý, ve kterém udržuje složení P4. Bílý fosfor se používá pro vojenské účely jako zdroj kouře a k plnění zápalných granátů a granátů. V kontrastu, červený fosfor je nerozpustný a relativně inertní, i když velké množství obvyklé komerční forma se může samovolně vznítit na vzduchu a reagují s vodou za vzniku fosfanu a fosforu oxyacids. Červený fosfor se používá při přípravě nárazového povrchu pro bezpečnostní zápalky. Černý fosfor je inertnější a je schopen vést elektřinu. Obě tyto polymerní formy jsou nerozpustné a jsou mnohem méně těkavé než bílý fosfor.