定义 由电子对给予体提供孤电子对、接受体提供空轨道，通过共用电子对形成的共价键。
从哪来 基于“原子核外电子排布”理解原子最外层电子状态（如满壳层或半满壳层）；基于“原子结构与元素周期律”理解不同原子半径、电负性差异导致的电子对偏向性及轨道空间匹配关系。
为什么 普通共价键中，两个原子各提供一个未成对电子形成共用电子对。但在某些体系中（如 $NH_4^+$），中心原子（N）最外层已满足8电子稳定结构，无未成对电子，无法按常规方式成键。然而，配位原子（H）带有正电荷或缺电子，其轨道可接受电子密度。当提供孤电子对的原子（Lewis碱）与拥有空轨道的原子（Lewis酸）靠近时，孤电子对进入空轨道，形成共用电子对。这种键的本质仍是静电吸引，但电子来源单一，故称配位键。
类比法：握手模型**
**适合学生
形象思维强、对抽象概念感到困难的学生。
讲解：把成键比作“握手”。普通共价键是两个人各伸出一只手（未成对电子）握在一起。配位键则是其中一个人（提供孤电子对者）已经有一只手拿着东西（孤电子对），另一个人（接受体）伸出一个空口袋（空轨道），前者把手伸进后者口袋里握住。强调“一方出全部，一方出空间”。
电子流向法：箭头表示**
**适合学生
逻辑性强、习惯符号语言的学生。
讲解：在结构式中，普通共价键用短线“-”表示，配位键用箭头“$\rightarrow$”表示。箭头方向永远从“电子对给予体”指向“电子对接受体”。例如 $NH_3 \cdot BF_3$ 中，N有孤对电子，B有空轨道，画成 $H_3N \rightarrow BF_3$。强调箭头不是表示电子移动方向，而是表示电子对的归属来源。
结构对比法：前后变化**
**适合学生
擅长通过对比记忆、关注结构变化的学生。
讲解：对比 $NH_3$ 和 $NH_4^+$。$NH_3$ 中N有3个$\sigma$键和1对孤电子对，三角锥形。当加入 $H^+$ 后，$H^+$ 没有电子，只有1s空轨道。N的孤电子对填入 $H^+$ 的1s轨道，形成第4个N-H键。此时N周围4个键完全等价（正四面体），原来的“孤电子对”变成了“成键电子对”。配位键形成后，与普通共价键在物理性质上无区别。