Az ionos, kovalens stb. kötések fogalma olyan eszményképek, amelyek segítenek megérteni, hogy mi is történik valójában a bonyolultabb valós kémia világában.

A kovalens kötésű molekulamodellben lényegében egy csomó barkácsmolekula modellje van, amelyek csak úgy egymásnak ütköznek. Ez igazából csak gázfázisban elég pontos, folyékony fázisban jellemzően hatalmas leegyszerűsítés.

A valóságban egyes kötéstípusok elég gyengék ahhoz, hogy folyamatosan alakuljanak, szakadjanak és újra alakuljanak, amíg a molekula oldatban van. Például a víz nem csak egy csomó tökéletes H2O molekula 100%-ban, amelyek úgy ugrálnak egy tartályban, mint a kis mickey egérfejek. A valóságban az egyik vízmolekula hidrogénatomjai rendszeresen “hidrogénkötést” létesítenek más vízmolekulák oxigénatomjaival (ez egy gyenge kötés, amely sokkal kevésbé erős, mint a kovalens kötés). Ezenkívül a vízmolekulák jellemzően folyamatosan disszociálnak és hidroxidionokká (OH-), hidróniumionokká (H3O+) vagy szabad protonokká (H+) alakulnak át. A vízre úgy is gondolhatunk, mint egy egyensúlyi állapotra mind a 4 különböző molekulafaj között, különböző arányban. Jellemzően a közönséges víz esetében 10 millió H2O molekula között egy hidróniumion és egy hidroxidion található. Ez talán nem tűnik soknak, de mivel egy mól vízmolekula súlya mindössze 18 gramm, ez azt jelenti, hogy abban a 18 grammos vízmintában 60 kvadrillió hidrónium- és hidroxidion van.

Egyes molekulák -H vagy -OH csoportokkal is kötéseket képeznek, amelyek elég gyengék ahhoz, hogy vízben oldódva időnként disszociáljanak, ami savas vagy bázikus oldatokhoz vezet. Valójában ez az általános sav/bázis elmélet alapja. A molekulák egy populációjáról van szó, és e molekulák egy adott időpontban disszociált állapotban lévő eredő hányadáról. Ismétlem, a különböző molekulafajok között egyensúly van, a molekulák egy bizonyos hányada egy adott időpontban az egyik formában létezik. Általában az határozza meg, hogy egy molekula -H vagy -OH csoport nélkül, ionként mennyire stabil, mennyire savas vagy bázikus. Minél stabilabb, annál erősebb sav vagy bázis, minél kevésbé stabil, annál gyengébb. Másképpen fogalmazva, a molekuláris kötés erőssége a -H vagy -OH csoporthoz fordítottan arányos a sav vagy bázis erősségével. A hidrogénjéhez nagyon erősen kötődő sav gyenge sav, a hidrogénjéhez gyengén kötődő sav erős sav (mert ez azt jelenti, hogy “kerüli” a hidrogént és oldatba kényszeríti).

Megjegyezzük, hogy még egy olyan erős sav esetében is, mint a HCL, teljes koncentrációban jellemzően csak a kovalens HCL és az ionos H+ Cl- talán 2:1 arányban létezik.

Mindenesetre ez az egész sav-bázis elmélet alapja, hogy egyes vegyületek az oldatban egyensúlyban vannak a kovalens és ionos formájuk között.