Para analizar esta propiedad, determinamos las configuraciones electrónicas de ambos elementos basándonos en el principio de Aufbau:

Ambos elementos tienen sus electrones diferenciadores en el segundo nivel de energía ($n=2$). En el oxígeno, el aumento de la carga nuclear ($Z$) respecto al nitrógeno provoca un aumento de la carga nuclear efectiva ($Z_{ef} = Z - S$), lo que en principio debería aumentar la energía de ionización. Sin embargo, el nitrógeno presenta una configuración $2p^3$ con tres electrones desapareados en orbitales distintos, cumpliendo la regla de máxima multiplicidad de Hund, lo que confiere una estabilidad adicional por subnivel semilleno.En el átomo de oxígeno, el cuarto electrón del subnivel $2p$ debe aparearse en un orbital que ya contiene otro electrón. Según el principio de exclusión de Pauli, la proximidad de estos dos electrones en el mismo orbital genera una repulsión interelectrónica que facilita la extracción del electrón. Esta repulsión compensa el aumento de la carga nuclear efectiva, resultando en que la energía necesaria para extraer el primer electrón sea menor en el oxígeno que en el nitrógeno.

En la molécula de $\ce{NH3}$, el átomo central de nitrógeno posee cinco electrones de valencia. Se une a tres átomos de hidrógeno mediante enlaces sencillos y mantiene un par de electrones no enlazantes. Siguiendo la notación RPECV, el átomo central se denota como 'A', los tres pares de enlace como 'B' y el par solitario como 'E', resultando en un tipo de molécula $AB_3E_1$.La disposición espacial de los cuatro pares de electrones alrededor del nitrógeno es tetraédrica para minimizar las repulsiones. Al haber un par solitario ('E'), la geometría molecular (forma real de los núcleos) es piramidal trigonal. El ángulo de enlace es inferior al tetraédrico ideal ($109,5^\circ$) debido a que el par solitario ejerce una repulsión mayor que los pares enlazantes.En cuanto a la polaridad, el enlace $\ce{N-H}$ es polar debido a la mayor electronegatividad del nitrógeno respecto al hidrógeno. Dada la geometría piramidal trigonal (asimétrica), la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces no es nula. Por lo tanto, la molécula de $\ce{NH3}$ presenta un momento dipolar total diferente de cero y es una molécula polar.

La espontaneidad de la reacción se rige por la energía libre de Gibbs: $\Delta G = \Delta H - T \Delta S$. En este proceso, el factor entálpico es favorable ($\Delta H < 0$) por ser una reacción exotérmica. Sin embargo, se produce una disminución del número de moles gaseosos (de 4 moles de reactivos a 2 moles de productos), lo que implica una disminución del desorden y, por tanto, una variación de entropía negativa ($\Delta S < 0$).Debido a que $\Delta S$ es negativo, el término $-T \Delta S$ será positivo, por lo que el factor entrópico se opone a la espontaneidad. Para que la reacción sea espontánea ($\Delta G < 0$), el factor entálpico debe predominar sobre el factor entrópico ($|\Delta H| > |T \Delta S|$). Esto ocurre a temperaturas bajas; a $25^\circ C$, la formación del amoníaco es espontánea, pero dejará de serlo si la temperatura aumenta lo suficiente.