elektronkonfigurationen för fosforatomen kan representeras av 1s22s22p63s23p3. Det yttre skalarrangemanget liknar därför kväve, med tre halvfyllda orbitaler som var och en kan bilda en enda kovalent bindning och ett ytterligare ensamt par elektroner. Beroende på elektronegativiteten hos de element som den kombinerar kan fosfor därför uppvisa oxidationstillstånd på +3 eller -3, precis som kväve. De huvudsakliga skillnaderna mellan kväve och fosfor är att den senare har betydligt lägre elektronegativitet och har större atomer, med yttre d-orbitaler tillgängliga. Av dessa skäl är likheterna mellan kväve och fosforkemi till stor del formella, tenderar att dölja de faktiska, stora skillnaderna. De yttre d-orbitalerna i fosfor tillåter en expansion av oktetten, vilket leder till +5-tillståndet, med fem faktiska kovalenta bindningar som bildas i föreningar, ett tillstånd som är omöjligt för kväve att uppnå.

den första slående skillnaden i kemi hos de två elementen är att elementär fosfor existerar under vanliga förhållanden i någon av 10 modifieringar, eller allotropa former, som alla är fasta; de tre stora allotroperna är vita, röda och svarta. Fosformolekyler med formel P2, strukturellt analoga med N2-molekyler och uppenbarligen också tredubbla bundna, existerar endast vid mycket höga temperaturer. Dessa P2-molekyler kvarstår inte vid lägre temperaturer-under cirka 1 200 CG (2 200 CG) – på grund av det faktum att tre enkelbindningar i fosfor, i motsats till situationen med kväve, är energiskt gynnade över en trippelbindning. Vid kylning kondenserar de trefaldigt bundna P2-molekylerna för att bilda tetraedriska P4-molekyler, i vilka varje atom förenas med tre andra genom enkla bindningar. Vit fosfor har två allotroper: alfaformen, som är stabil vid vanliga temperaturer, har en kubisk kristallstruktur; betaformen, som är stabil under -78 C (-108 F), har en sexkantig kristallstruktur. På grund av de relativt svaga intermolekylära attraktionerna (van der Waals-krafter) mellan de separata P4-molekylerna smälter det fasta ämnet lätt vid 44,1 CCR (111,4 FCR) och kokar vid cirka 280 CCR (536 FCR). Bildandet av tetrahedra kräver bindningsvinklar på 60 kg i stället för de föredragna 90-109 kg i vinklarna, så att vit fosfor är en relativt instabil eller metastabil form. Det ändras spontant, men långsamt, vid temperaturer runt 200 CCG (390 FCG) eller högre, till en polymer form som kallas ”röd fosfor.”Detta ämne är amorft när det bildas vid lägre temperaturer, men det kan bli kristallint, med en smältpunkt på cirka 590 kg C (1 090 kg f). Vid högre temperaturer och tryck, eller med hjälp av en katalysator, vid vanliga tryck och en temperatur på cirka 200 cc omvandlas fosfor till en fläckig svart kristallin form, som något liknar grafit. Detta kan visa sig vara den mest stabila formen av fosfor, trots den relativa svårigheten vid beredningen. I både de röda och de svarta formerna bildar varje fosforatom tre enkelbindningar, som är utspridda tillräckligt för att vara relativt belastningsfria.i överensstämmelse med det metastabila tillståndet hos den vita modifieringen och trängseln av dess kovalenta bindningar är denna form mycket mer reaktiv kemiskt än de andra. Det är mycket giftigt, reagerar kraftigt med de flesta reagenser och infaller i luft vid endast 35 CCR (95 FCR), så det måste förvaras under vatten eller annan inert vätska. Vit fosfor löses lätt upp i lösningsmedel såsom koldisulfid, i vilken den upprätthåller kompositionen P4. Vit fosfor har använts för militära ändamål som en källa till rök och för att fylla brandskal och granater. Däremot är röd fosfor olöslig och relativt inert, även om stora mängder av den vanliga kommersiella formen kan antändas spontant i luft och reagera med vatten för att bilda fosfin-och fosforoxisyror. Röd fosfor används för att förbereda den slående ytan för säkerhetsmatcher. Svart fosfor är mer inert och kan leda elektricitet. Båda dessa polymera former är olösliga och är mycket mindre flyktiga än vit fosfor.