a foszfor atom elektronkonfigurációját az 1s22s22p63s23p3 képviseli. A külső héj elrendezése tehát a nitrogénéhez hasonlít, három félig töltött pályával, amelyek mindegyike képes egyetlen kovalens kötést és további magányos elektronpárt alkotni. Az elemek elektronegativitásától függően, amellyel kombinálódik, a foszfor tehát +3 vagy -3 oxidációs állapotot mutathat, csakúgy, mint a nitrogén. A fő különbség a nitrogén és a foszfor között az, hogy az utóbbi jóval kisebb elektronegativitással rendelkezik, és nagyobb atomokkal rendelkezik, külső d pályákkal. Ezen okok miatt a nitrogén és a foszfor kémia közötti hasonlóságok nagyrészt formálisak, hajlamosak elrejteni a tényleges, széles különbségeket. A foszfor külső d pályái lehetővé teszik az oktet terjeszkedését, ami +5 állapothoz vezet, öt tényleges kovalens kötés alakul ki vegyületekben,ami a nitrogén számára lehetetlen.

a két elem kémiájában az első feltűnő különbség az, hogy az elemi foszfor rendes körülmények között létezik 10 módosítás bármelyikében, vagy allotróp formában, amelyek mindegyike szilárd; a három fő allotróp fehér, piros és fekete. A P2 képlet foszformolekulái, amelyek szerkezetileg analógok az N2 molekulákkal, és nyilvánvalóan háromféleképpen kötődnek, csak nagyon magas hőmérsékleten léteznek. Ezek a P2 molekulák alacsonyabb hőmérsékleten—körülbelül 1200 °C (2200 °F) alatt-nem maradnak fenn, mivel a foszforban lévő három egyetlen kötés, ellentétben a nitrogénnel, energetikailag előnyben részesül egy hármas kötéssel szemben. Hűtéskor a háromoldalú kötésű P2 molekulák kondenzálódnak tetraéderes P4 molekulák kialakulásához, amelyekben minden atom egyetlen kötéssel csatlakozik három másikhoz. A fehér foszfornak két allotrópja van: az alfa forma, amely normál hőmérsékleten stabil, köbös kristályszerkezettel rendelkezik; a béta forma, amely stabil -78 °C alatt (-108 °F), hatszögletű kristályszerkezettel rendelkezik. A különálló P4 molekulák közötti viszonylag gyenge intermolekuláris hatás (van der Waals forces) miatt a szilárd anyag 44,1 °C-on (111,4 °F) könnyen megolvad, és körülbelül 280 °C-on (536 °F) forr. A tetraéder kialakulása 60° – os kötési szöget igényel az előnyben részesített 90°-109° szögek helyett, így a fehér foszfor viszonylag instabil vagy áttétes forma. Spontán, de lassan, 200 °C (390 °F) vagy annál magasabb hőmérsékleten, “vörös foszfornak” nevezett polimer formává változik.”Ez az anyag amorf, ha alacsonyabb hőmérsékleten képződik,de kristályossá válhat, olvadáspontja körülbelül 590° C (1090 °F). Magasabb hőmérsékleten és nyomáson, vagy katalizátor segítségével, normál nyomáson és körülbelül 200 °C hőmérsékleten a foszfor pelyhes fekete kristályos formává alakul, amely kissé hasonlít a grafitra. Ez a foszfor legstabilabb formája lehet, annak előkészítésének relatív nehézsége ellenére. Mind a vörös, mind a fekete formában minden foszfor atom három egyetlen kötést képez, amelyek eléggé szétterülnek ahhoz, hogy viszonylag törzsmentesek legyenek.

a fehér módosítás áttétes állapotával, kovalens kötéseinek zsúfoltságával összhangban ez a forma kémiailag sokkal reaktív, mint a többi. Nagyon mérgező, erőteljesen reagál a legtöbb reagenssel, és csak 35° C-on (95 °F) gyullad fel a levegőben, ezért víz vagy más inert folyadék alatt kell tárolni. A fehér foszfor könnyen oldódik oldószerekben, például szén-diszulfidban, amelyben fenntartja a P4 készítményt. A fehér foszfort katonai célokra használták füstforrásként, gyújtóbombák és gránátok feltöltésére. Ezzel szemben a vörös foszfor oldhatatlan és viszonylag inert, bár a szokásos kereskedelmi forma nagy mennyisége spontán módon meggyulladhat a levegőben, és vízzel reagálva foszfin-és foszfor-oxiacidokat képezhet. Vörös foszfort használnak a feltűnő felület előkészítéséhez a biztonsági mérkőzésekhez. A fekete foszfor inertebb, képes villamos energiát vezetni. Mindkét polimer forma oldhatatlan, és sokkal kevésbé illékony, mint a fehér foszfor.