elektronkonfigurasjonen av fosforatomet kan representeres av 1s22s22p63s23p3. Det ytre skallarrangementet ligner derfor nitrogenets, med tre halvfylte orbitaler som hver er i stand til å danne en enkelt kovalent binding og et ekstra lone-par elektroner. Avhengig av elektronegativiteten til elementene som den kombinerer, kan fosfor derfor utvise oksidasjonstilstander på +3 eller -3, akkurat som nitrogen. Hovedforskjellene mellom nitrogen og fosfor er at sistnevnte har betydelig lavere elektronegativitet og har større atomer, med ytre d-orbitaler tilgjengelig. Av disse grunner er likhetene mellom nitrogen og fosforkjemi i stor grad formelle, og har en tendens til å skjule de faktiske, brede forskjellene. De ytre d-orbitalene i fosfor tillater en utvidelse av oktetten, som fører til + 5-tilstanden, med fem faktiske kovalente bindinger dannet i forbindelser, en tilstand som er umulig for nitrogen å oppnå.den første slående forskjellen i kjemi av de to elementene er at elementært fosfor eksisterer under vanlige forhold i noen av 10 modifikasjoner, eller allotrope former, som alle er faste; de tre store allotrope er hvite, røde og svarte. Fosformolekyler med formel P2, strukturelt analoge Med n2-molekyler og tydeligvis også tredobbelt bundet, eksisterer bare ved svært høye temperaturer. Disse P2-molekylene vedvarer ikke ved lavere temperaturer-under ca. 1200 °C (2200 °F) – på grunn av det faktum at tre enkeltbindinger i fosfor, i motsetning til situasjonen med nitrogen, er energisk foretrukket over en trippelbinding. Ved avkjøling kondenserer De tredobbelte p2-molekylene for å danne tetraedrale P4-molekyler, hvor hvert atom er forbundet med tre andre ved enkeltbindinger. Hvitt fosfor har to allotroper: alfa-formen, som er stabil ved vanlige temperaturer, har en kubisk krystallstruktur; betaformen, som er stabil under -78 °C (-108 °F), har en sekskantet krystallstruktur. På grunn av de relativt svake intermolekylære attraksjonene (van Der Waals-kreftene) mellom de separate P4-molekylene, smelter det faste stoffet lett ved 44.1 °C (111.4 °F) og koker ved ca.280 °C (536 °F). Dannelsen av tetraeder krever bindingsvinkler på 60° i stedet for de foretrukne 90°-109° vinklene, slik at hvitt fosfor er en relativt ustabil eller metastabil form. Det endres spontant, men sakte, ved temperaturer rundt 200 °C (390 °F) Eller høyere, til en polymer form kalt » rødt fosfor.»Dette stoffet er amorft når det dannes ved lavere temperaturer, men det kan bli krystallinsk, med et smeltepunkt på ca 590° C (1,090 °F). Ved høyere temperaturer Og trykk, eller ved hjelp av en katalysator, ved vanlig trykk og en temperatur på ca. 200 °C, omdannes fosfor til en flakket svart krystallinsk form, noe som ligner grafitt. Dette kan vise seg å være den mest stabile formen for fosfor, til tross for den relative vanskeligheten ved forberedelsen. I både de røde og de svarte formene danner hvert fosforatom tre enkeltbindinger, som er spredt tilstrekkelig til å være relativt belastningsfrie.I Samsvar med den metastabile tilstanden til den hvite modifikasjonen og mengden av dens kovalente bindinger, er denne formen langt mer reaktiv kjemisk enn de andre. Det er svært giftig, reagerer kraftig med de fleste reagenser, og inflames i luft ved bare 35° C (95 °F), så det må lagres under vann eller annen inert væske. Hvitt fosfor oppløses lett i løsningsmidler som karbondisulfid, der det opprettholder sammensetningen P4. Hvitt fosfor har blitt brukt til militære formål som en kilde til røyk og for å fylle brannskjell og granater. I kontrast er rødt fosfor uoppløselig og relativt inert, selv om store mengder av den vanlige kommersielle formen kan antennes spontant i luft og reagere med vann for å danne fosfin-og fosforoksysider. Rødt fosfor brukes til å forberede den slående overflaten for sikkerhetskamper. Svart fosfor er mer inert og er i stand til å lede elektrisitet. Begge disse polymerformene er uoppløselige og er svært mye mindre flyktige enn hvitt fosfor.