Käsitteet ionisidokset, kovalenttiset sidokset jne. ovat ihanteita, jotka auttavat ymmärtämään, mitä monimutkaisemmassa reaalimaailman kemiassa oikeasti tapahtuu.
Kovalenttisesti sidottujen molekyylien mallissa sinulla on periaatteessa kasa puuhastelumalleja molekyyleistä, jotka vain törmäävät toisiinsa. Tämä on oikeastaan vain jotakuinkin tarkkaa kaasufaasissa, nestemäisessä faasissa se on tyypillisesti valtava yliyksinkertaistus.
Todellisuudessa tietyntyyppiset sidokset ovat tarpeeksi heikkoja muodostuakseen, katkeillakseen ja muodostuakseen uudelleen jatkuvasti molekyylin ollessa liuoksessa. Esimerkiksi vesi ei ole vain joukko täydellisiä H2O-molekyylejä 100% ajasta, jotka pomppivat ympäriinsä kuin pienet mikkihiiren päät astiassa. Todellisuudessa yhden vesimolekyylin vetyatomit ”vetysidokset” muodostuvat rutiininomaisesti muiden vesimolekyylien happiatomien kanssa (tämä on heikko sidos, joka on paljon vähemmän vahva kuin kovalenttinen sidos). Lisäksi vesimolekyylit tyypillisesti dissosioituvat jatkuvasti ja muodostuvat hydroksidi-ioneiksi (OH-), hydroniumioneiksi (H3O+) tai vapaiksi protoneiksi (H+). Voidaan ajatella, että vesi on tasapainotilanne kaikkien näiden neljän eri molekyylilajin välillä eri suhteissa. Tavallisesti tavallisessa vedessä 10 miljoonan H2O-molekyylin joukossa on yksi hydroniumioni ja yksi hydroksidi-ioni. Tämä ei ehkä tunnu paljolta, mutta koska mooli vesimolekyylejä painaa vain 18 grammaa, se tarkoittaa, että tuossa 18 gramman vesinäytteessä on 60 kvadriljoonaa hydronium- ja hydroksidi-ionia.
Jotkut molekyylit muodostavat myös sidoksia, joissa on -H- tai -OH-ryhmiä, jotka ovat niin heikkoja, että ne toisinaan dissosioituvat, kun ne liukenevat veteen, jolloin syntyy joko happamia tai emäksisiä ratkaisuja. Tämä onkin yleisen happo-/emästeorian perusta. Kyse on molekyylien populaatiosta ja siitä, kuinka suuri osa näistä molekyyleistä on milloinkin dissosioituneessa tilassa. Eri molekyylilajien välillä vallitsee tasapaino, jossa tietty osuus molekyyleistä on aina tietyssä muodossa. Yleisesti ottaen se, kuinka vakaa molekyyli on ionina ilman siihen kiinnitettyä -H- tai -OH-ryhmää, määrää sen, kuinka hapan tai emäksinen se on. Mitä vakaampi se on, sitä vahvempi happo tai emäs se on, ja mitä vähemmän vakaa, sitä heikompi se on. Toisin sanoen molekyylisidoksen vahvuus -H- tai -OH-ryhmään on kääntäen verrannollinen hapon tai emäksen vahvuuteen. Happo, joka on hyvin vahvasti sitoutunut vetyynsä, on heikko happo, happo, joka on heikosti sitoutunut vetyynsä, on vahva happo (koska se tarkoittaa, että se ”karttaa” vetyä ja pakottaa sen liuokseen).
Huomaa, että jopa HCL:n kaltainen vahva happo esiintyy täydessä konsentraatiossa tyypillisesti vain ehkä 2:1-suhteessa kovalenttisen HCL:n ja ionisen H+ Cl-:n välillä.
Jokatapauksessa tämä on koko happo-emästeorian perusta, että jotkin yhdisteet elävät liuoksessa tasapainossa kovalenttisen ja ionisen muotonsa välillä.
Se on koko happo-emästeorian perusta.