配位的概念：維爾納假定化學親和力乃是在空間個方向同等作用的力，在呈現主價與副價的作用上沒有區別。在這種力的作用下，每一原子就傾向於使它自己均等地被原子或原子團包圍，此後，這些原子或原子團就直接的與這個作為吸引中心的原子相聯。這種原子或原子團被中心原子所吸引的現象，維爾納稱之為配位。
配位體，在配位化合物中，通過配位鍵配位於中心原子（多為金屬離子）的負離子或中性分子，例如在【Co(NH3)6】3+中的氨分子。
配位數
在配位化合物(簡稱配合物)中直接與中心原子連線的配體的原子數目。通常,配位數可以從2到9。如在配合物【Nb(H2O)9】3+和【ReH9】2-中配位數為9;在【Mo(CN)8】4-和【TaF8】3-中為8；在【ZrF7】3-和【NbF7】2-中為7；在【Ti(H2O)6】3+、【Co(NH3)6】3+中為6;在【CdCl5】3-和Fe(CO)5中為 5；在【BeCl4】2-、【Zn(CN)4】2- 和Ni(CO)4中為4；在【HgI3】-中為3；在【Ag(NH3)2】+和【Au(CN)2】- 中為2。配位數為10或更高（11或12）的只在鑭系和錒系配合物中偶爾發現，是極少見的。影響配位數的因素如下：
中心原子的大小 中心原子的最高配位數決定於它在周期表中的周次。在周期表內,第1周期元素的最高配位數為2,第2周期元素的最高配位數為4,第3周期為6,以下為8、10。最高配位數是指在配合物中,中心原子周圍的最高配位原子數,實際上一般可低於最高數（表1）。由表可見，在實際中第1周期元素原子的配位數為2，第2周期不超過4。除個別例外，第3、4周期不超過6，第5、6周期為8。最常見的配位數為4和6,其次為2、5、8。配位數為奇數的通常不如偶數的普遍。
中心原子的電荷 中心原子的電荷高，配位數就大。例如,等電子系列的中心原子Ag+、Cd2+和in3+與Cl-分別生成配位數為2、4和6的【AgCl2】-、【CdCl4】2-和【InCl6】3-配離子。同一元素不同氧化態的離子常具有不同的配位數,例如,二價鉑離子Pt2+的配位數為4,而4價鉑離子Pt4+為6。這是因為中心離子的電荷愈高,就需要愈多的配體負電荷來中和。
中心原子的成鍵軌道性質和電子構型 從價鍵理論的觀點來說，中心原子成鍵軌道的性質決定配位數，而中心原子的電子構型對參與成鍵的雜化軌道的形成很重要,例如，Zn2+和Cu+離子的5個3d軌道是全滿的,適合成鍵的是一個4s和3個4p軌道,經sp3雜化形成4個成鍵軌道，指向正四面體的四個角。因此，Zn2+和Cu+與CN-生成配位數為4的配離子【Zn(CN)4】2-和【Cu(CN)4】3-，並且是正四面體構型(表2)。
配體的性質 同一氧化態的金屬離子的配位數不是固定不變的,還取決於配體的性質。例如，Fe3+與Cl-生成配位數為 4的【FeCl4】-，而與F-則生成配位數為 6的【FeF6】3-。這是因為 Fe3+從每個體積較大而較易極化的Cl-接受的電荷要大於體積較小而較難極化的F-。
配合物的中心原子與配體間鍵合的性質，對決定配位數也很重要。在含F-的配合物中，中心原子與電負性很高的F-間的鍵合主要是離子鍵。如在B3+、Fe3+和Zr4+與F-的配合物中,隨著中心原子半徑的增加,配位數分別為4、6和7,主要受中心原子與配體的半徑比的限制(表3)。很多配合物的中心原子與配體(例如CN-、NO娛、SCN-、Br-、I-、NH3和CO等)間主要形成共價鍵，它們的配位數決定於中心原子成鍵軌道的性質。
配位場理論認為中心原子的內層軌道受周圍配體的影響，也即關係到配位數。例如，Ni2+離子與H2O和NH3等具有小的相互排斥力的弱場配體，生成配位數為 6的【Ni(H2O)6】2+和【Ni(NH3)6】2+等八面體配離子;與Br-和I-等具有大的相互排斥力的弱場配體則趨向於生成配位數為4的【NiBr4】2-和【NiI4】2-等正四面體配離子；與CN-等強場配體則生成配位數為4的【Ni(CN)4】2-平面正方形配離子。
參考書目
戴安邦主編：《配位化學》（無機化學叢書），科學出版社，北京，1987。
