Begreberne ioniske, kovalente osv. bindinger er idealer, som hjælper dig med at forstå, hvad der rent faktisk foregår i mere kompliceret kemi i den virkelige verden.

I den kovalent bundne molekylmodel har du i bund og grund en masse tinkertoy-modeller af molekyler, der bare støder ind i hinanden. Dette er egentlig kun nogenlunde korrekt i en gasfase, i en flydende fase er det typisk en enorm overforenkling.

I virkeligheden er nogle typer bindinger svage nok til at blive dannet, brudt og gendannet konstant, mens et molekyle er i opløsning. F.eks. er vand ikke bare en flok perfekte H2O-molekyler 100% af tiden, der hopper rundt som små mickey mouse-hoveder i en beholder. I virkeligheden vil hydrogenatomer fra et vandmolekyle rutinemæssigt “hydrogenbinde” med iltatomer i andre vandmolekyler (dette er en svag binding, der er langt mindre stærk end en kovalent binding). Desuden vil vandmolekyler typisk konstant dissocieres og omdannes til hydroxidioner (OH-), hydroniumioner (H3O+) eller frie protoner (H+). Du kan tænke på vand som værende en ligevægt mellem alle disse 4 forskellige molekylære arter i forskellige forhold. Typisk vil der i almindeligt vand blandt 10 millioner H2O-molekyler typisk være én Hydronium-ion og én Hydroxid-ion. Det virker måske ikke som meget, men da et mol vandmolekyler kun vejer 18 gram, betyder det, at der er 60 quadrillioner Hydronium- og Hydroxidioner i den 18 grams vandprøve.

Nogle molekyler danner også bindinger med -H- eller -OH-grupper, som er svage nok til, at de lejlighedsvis vil dissocieres, når de opløses i vand, hvilket fører til enten sure eller basiske opløsninger. Dette er faktisk grundlaget for den generelle syre/base-teori. Det drejer sig om en population af molekyler og en resulterende brøkdel af disse molekyler, som på et givet tidspunkt befinder sig i en dissocieret tilstand. Igen er der en ligevægt mellem de forskellige molekylære arter med en vis brøkdel af molekylerne, der til enhver tid findes i én form. Generelt vil det være afgørende for, hvor stabilt et molekyle er som ion uden sin -H- eller -OH-gruppe tilknyttet, hvor surt eller basisk det er. Jo mere stabilt det er, jo stærkere en syre eller base vil det være, og jo mindre stabilt, jo svagere vil det være. Med andre ord er styrken af den molekylære binding til -H- eller -OH-gruppen omvendt proportional med styrken af syren eller basen. En syre, der er meget stærkt bundet til sit brint, er en svag syre, mens en syre, der er svagt bundet til sit brint, er en stærk syre (fordi det betyder, at den “undgår” brinten og tvinger den i opløsning).

Bemærk, at selv for en stærk syre som HCL ved fuld koncentration typisk kun vil eksistere i et måske 2:1 forhold mellem kovalent HCL og ionisk H+ Cl-.

Også det er hele grundlaget for syre-baseteorien, at nogle forbindelser eksisterer i ligevægt i opløsning mellem deres kovalente og ioniske former.