Die Konzepte der ionischen, kovalenten usw. Bindungen sind Ideale, die einem helfen zu verstehen, was in der komplizierteren realen Chemie tatsächlich vor sich geht.

In dem Modell der kovalent gebundenen Moleküle hat man im Wesentlichen einen Haufen von Bastelmodellen von Molekülen, die einfach aneinander stoßen. Das ist wirklich nur in der Gasphase einigermaßen korrekt, in der flüssigen Phase ist es in der Regel eine starke Vereinfachung.

In der Realität sind einige Arten von Bindungen so schwach, dass sie sich ständig bilden, brechen und wieder neu bilden, während sich ein Molekül in Lösung befindet. Wasser ist zum Beispiel nicht zu 100 % ein Haufen perfekter H2O-Moleküle, die wie kleine Micky-Maus-Köpfe in einem Behälter herumhüpfen. In Wirklichkeit gehen die Wasserstoffatome eines Wassermoleküls routinemäßig „Wasserstoffbrückenbindungen“ mit den Sauerstoffatomen anderer Wassermoleküle ein (dies ist eine schwache Bindung, die viel weniger stark ist als eine kovalente Bindung). Außerdem dissoziieren Wassermoleküle in der Regel ständig und wandeln sich in Hydroxidionen (OH-), Hydroniumionen (H3O+) oder freie Protonen (H+) um. Man kann sich das Wasser als ein Gleichgewicht zwischen all diesen 4 verschiedenen Molekülarten in unterschiedlichen Verhältnissen vorstellen. Bei normalem Wasser kommt auf 10 Millionen H2O-Moleküle in der Regel ein Hydronium-Ion und ein Hydroxid-Ion. Das mag nicht viel erscheinen, aber da ein Mol Wassermoleküle nur 18 Gramm wiegt, bedeutet das, dass es in dieser 18-Gramm-Wasserprobe 60 Billiarden Hydronium- und Hydroxid-Ionen gibt.

Einige Moleküle bilden auch Bindungen mit -H- oder -OH-Gruppen, die so schwach sind, dass sie gelegentlich dissoziieren, wenn sie in Wasser gelöst werden, was entweder zu sauren oder basischen Lösungen führt. Dies ist in der Tat die Grundlage der allgemeinen Säure-Base-Theorie. Es geht um eine Population von Molekülen und einen daraus resultierenden Anteil dieser Moleküle, die sich zu einem bestimmten Zeitpunkt in einem dissoziierten Zustand befinden. Auch hier herrscht ein Gleichgewicht zwischen den verschiedenen Molekülarten, wobei ein bestimmter Anteil der Moleküle zu einem bestimmten Zeitpunkt in einer Form vorliegt. Im Allgemeinen bestimmt die Stabilität eines Moleküls als Ion ohne angehängte -H- oder -OH-Gruppe, wie sauer oder basisch es ist. Je stabiler es ist, desto stärker ist es eine Säure oder Base, je weniger stabil, desto schwächer ist es. Anders ausgedrückt: Die Stärke der Molekülbindung an die -H- oder -OH-Gruppe steht in umgekehrtem Verhältnis zur Stärke der Säure oder Base. Eine Säure, die sehr stark an ihren Wasserstoff gebunden ist, ist eine schwache Säure, eine Säure, die nur schwach an ihren Wasserstoff gebunden ist, ist eine starke Säure (denn das bedeutet, dass sie den Wasserstoff „meidet“ und ihn in Lösung zwingt).

Man beachte, dass selbst eine starke Säure wie HCL bei voller Konzentration typischerweise nur in einem Verhältnis von etwa 2:1 zwischen kovalentem HCL und ionischem H+ Cl- existiert.

Das ist jedenfalls die Grundlage der Säure-Basen-Theorie, dass einige Verbindungen in Lösung in einem Gleichgewicht zwischen ihrer kovalenten und ihrer ionischen Form existieren.