Begreppen joniska, kovalenta osv. bindningar är ideal som hjälper dig att förstå vad som faktiskt händer i mer komplicerad kemi i den verkliga världen.

I den kovalent bundna molekylmodellen har du i huvudsak en massa kluriga modeller av molekyler som bara stöter på varandra. Detta är egentligen bara ganska korrekt i en gasfas, i en vätskefas är det vanligtvis en enorm förenkling.

I verkligheten är vissa typer av bindningar tillräckligt svaga för att bildas, brytas och återbildas konstant medan en molekyl är i lösning. Vatten är till exempel inte bara ett gäng perfekta H2O-molekyler 100 % av tiden som studsar runt som små mickey mouse-huvuden i en behållare. I verkligheten kommer väteatomer från en vattenmolekyl rutinmässigt att ”vätebindas” med syreatomer i andra vattenmolekyler (detta är en svag bindning som är mycket mindre stark än en kovalent bindning). Dessutom kommer vattenmolekyler vanligtvis ständigt att dissociera och ombildas till hydroxidjoner (OH-), hydroniumjoner (H3O+) eller fria protoner (H+). Man kan se vatten som en jämvikt mellan alla dessa fyra olika molekylära arter i olika proportioner. I vanligt vatten finns det typiskt sett bland 10 miljoner H2O-molekyler en hydroniumjon och en hydroxidjon. Detta kanske inte verkar så mycket, men eftersom en mol av vattenmolekyler bara väger 18 gram betyder det att det finns 60 kvadriljoner hydronium- och hydroxidjoner i det 18 grams vattenprovet.

Vissa molekyler bildar också bindningar med -H- eller -OH-grupper som är tillräckligt svaga för att de ibland ska dissociera när de löses upp i vatten, vilket leder till antingen sura eller basiska lösningar. Detta är faktiskt grunden för den allmänna syra/bas-teorin. Det handlar om en population av molekyler och en resulterande fraktion av dessa molekyler som vid varje given tidpunkt befinner sig i ett dissocierat tillstånd. Återigen finns det en jämvikt mellan de olika molekylära arterna med en viss andel av molekylerna som existerar i en form vid varje given tidpunkt. I allmänhet avgör hur stabil en molekyl är som jon utan att dess -H- eller -OH-grupp är knuten till den hur sur eller basisk den är. Ju stabilare den är, desto starkare är den en syra eller bas, och ju mindre stabilare desto svagare är den. Med andra ord är styrkan i den molekylära bindningen till -H- eller -OH-gruppen omvänt relaterad till styrkan hos syran eller basen. En syra som är mycket starkt bunden till sitt väte är en svag syra, en syra som är svagt bunden till sitt väte är en stark syra (eftersom det innebär att den ”undviker” väte och tvingar in det i lösning).

Bemärk att även för en stark syra som HCL vid full koncentration kommer typiskt sett bara att existera i ett kanske 2:1-förhållande mellan kovalent HCL och joniskt H+ Cl-.

Hursomhelst, det är hela grunden för syra-bas-teorin, att vissa föreningar existerar i jämvikter i lösning mellan sina kovalenta och joniska former.