We wszystkich przypadkach, wiązanie, czy to datywne czy „normalne” dzielenie się elektronami, jest wiązaniem kowalencyjnym. W powszechnym użyciu, przedrostek dipolarny, datywny lub koordynacyjny służy jedynie do wskazania pochodzenia elektronów użytych do utworzenia wiązania. Na przykład, F3B ← O(C2H5)2 („eteran (dietylowy) trifluorku boru”) jest otrzymywany z BF3 i :O(C2H5)2, w przeciwieństwie do rodników – i +. Wiązanie datywne jest również ułatwieniem notacyjnym, gdyż unika się ładunków formalnych: możemy zapisać D: + ()A ⇌ D → A, a nie D+-A- (tutaj : i () reprezentują orbitale samotnej pary i puste orbitale odpowiednio na donorze pary elektronowej D i akceptorze A). Notacja ta jest czasami używana nawet wtedy, gdy reakcja kwasowo-zasadowa Lewisa jest tylko fikcyjna (np. sulfotlenek R2S → O rzadko, jeśli w ogóle, powstaje w reakcji siarczku R2S z tlenem atomowym O). Tak więc większość chemików nie wysuwa żadnych roszczeń w odniesieniu do właściwości wiązania wybierając jedną notację nad drugą (ładunki formalne vs. wiązanie strzałkowe).
Jednakże generalnie prawdą jest, że wiązania przedstawione w ten sposób są kowalencyjne polarne, czasami silnie, a niektórzy autorzy twierdzą, że istnieją rzeczywiste różnice we właściwościach wiązania datywnego i wiązania z dzieleniem się elektronami i sugerują, że pokazanie wiązania datywnego jest bardziej odpowiednie w określonych sytuacjach. Już w 1989 roku Haaland scharakteryzował wiązania datywne jako wiązania, które są (i) słabe i długie; (ii) w których tylko w niewielkim stopniu dochodzi do przeniesienia ładunku podczas tworzenia wiązania; oraz (iii) których preferowany sposób dysocjacji w fazie gazowej (lub rozpuszczalniku obojętnym o niskim ε) jest raczej heterolityczny niż homolityczny. Addukt amoniak-boran (H3N → BH3) jest podany jako klasyczny przykład: wiązanie jest słabe, z energią dysocjacji 31 kcal/mol (por. 90 kcal/mol dla etanu), i długie, na 166 pm (por. 153 pm dla etanu), a cząsteczka posiada moment dipolowy 5.2 D, który implikuje przeniesienie tylko 0.2 e- z azotu na bor. Szacuje się, że heterolityczna dysocjacja H3N → BH3 wymaga 27 kcal/mol, co potwierdza, że heteroliza na amoniak i boran jest korzystniejsza niż homoliza na kation rodnikowy i anion rodnikowy. Jednakże, poza jednoznacznymi przykładami, istnieje znaczny spór co do tego, kiedy dany związek kwalifikuje się do tego typu wiązania, a co za tym idzie, jaka jest ogólna przewaga wiązania datywnego (w odniesieniu do preferowanej przez autora definicji). Chemicy obliczeniowi zaproponowali ilościowe kryteria rozróżniania tych dwóch „typów” wiązań.
Niektóre nieoczywiste przykłady, w których twierdzi się, że wiązanie datywne jest ważne, obejmują podtlenek węgla (O≡C → C0 ← C≡O), tetraaminoalleny (opisane przy użyciu języka wiązań datywnych jako „karbodikarbeny”; (R2N)2C → C0 ← C(NR2)2), karbodifosforan Ramireza (Ph3P → C0 ← PPh3) i kation bis(trifenylofosfiny)iminowy (Ph3P → N+ ← PPh3), z których wszystkie wykazują znacznie wygięte geometrie równowagowe, choć z płytką barierą dla wygięcia. Proste zastosowanie normalnych zasad rysowania struktur Lewisa poprzez maksymalizację wiązania (przy użyciu wiązań dzielących się elektronami) i minimalizację ładunków formalnych pozwoliłoby przewidzieć struktury heterokumulenowe, a zatem geometrie liniowe, dla każdego z tych związków. Dlatego też twierdzi się, że cząsteczki te można lepiej modelować jako kompleksy koordynacyjne :C: (węgiel(0) lub „karbon”) lub :N:+ (kation mononitrogenowy) z CO, PPh3 lub N-heterocyklicznymi karbenami jako ligandami, przy czym za wygiętą geometrię odpowiadają samotne pary na atomie centralnym. Jednakże, użyteczność tego poglądu jest kwestionowana.