I kemi er bindingsenergi (BE), også kaldet den gennemsnitlige bindingsenthalpi eller den gennemsnitlige bindingsenthalpi, et mål for bindingsstyrken i en kemisk binding. IUPAC definerer bindingsenergi som den gennemsnitlige værdi af bindingsopløsningsenergien i gasfasen (normalt ved en temperatur på 298,15 K) for alle bindinger af samme type inden for samme kemiske art. Jo større den gennemsnitlige bindingsenergi pr. elektronparbinding i et molekyle er, jo mere stabilt og energibesparende er molekylet.
Bindingsdissociationsenergien (enthalpi) kaldes også for bindingsopløsningsenergi, bindingsenergi, bindingsstyrke eller bindingsenergi (forkortelse: BDE, BE eller D). Den er defineret som standardenthalpiforandringen ved den følgende spaltning: R – X → R + X. BDE, der betegnes Dº(R – X), beregnes normalt ved hjælp af den termokemiske ligning,
D ∘ ( R – X ) =△ H f ∘ ( R ) + △ H f ∘ ( X ) – △ H f ∘ ( R X ) {\displaystyle {\begin{array}{lcl}\mathrm {D^{{\circ }(R-} X)\ =\bigtriangleup H_{f}^{{\circ }\mathrm {(R)} +\bigtriangleup H_{f}^{\circ }(X)-\bigtriangleup H_{f}^{\circ }(\mathrm {R} X)\end{array}}}} 
Dannelsesenthalpien ΔHfº for et stort antal atomer, frie radikaler, ioner, klynger og forbindelser er tilgængelig på NIST,NASA, CODATA og IUPAC’s websteder. De fleste forfattere foretrækker at brugeBDE -værdierne ved 298,15 K.
For eksempel er kulstof-hydrogenbindingsenergien i methan BE(C-H) enthalpiforandringen (∆H) ved at opdele et molekyle methan i et kulstofatom og fire hydrogenradikaler, divideret med fire. Den nøjagtige værdi for et bestemt par af bindingselementer varierer noget afhængigt af det specifikke molekyle, så de tabellerede bindingsenergier er generelt gennemsnit fra et antal udvalgte typiske kemiske arter, der indeholder den pågældende bindingstype.
Bindelingsenergi (BE) er gennemsnittet af alle bindingsopløsningsenergier for en enkelt bindingstype i et givet molekyle. Bindingsopløsningsenergierne for flere forskellige bindinger af samme type kan variere selv inden for et enkelt molekyle. Et vandmolekyle består f.eks. af to O-H-bindinger, der er bundet som H-O-H. Bindingsenergien for H2O er gennemsnittet af den energi, der kræves for at bryde hver af de to O-H-bindinger i rækkefølge:
H – O – H → H ⋅ + ⋅ O – H B D E 1 ⋅ O – H → ⋅ O ⋅ O ⋅ + ⋅ H B D E 2 H – O – H → H ⋅ + ⋅ O ⋅ + ⋅ H B E = ( B D E 1 + B D E 2 ) / 2 {\displaystyle {\begin{array}{lcl}{lcl}\mathrm {H-O-H} &\rightarrow &\mathrm {H\cdot +\cdot O-H} &BDE_{1}\\\\mathrm {\cdot O-H} &\rightarrow &\mathrm {\cdot O\cdot +\cdot H} &BDE_{2}\\\\mathrm {H-O-H} &\rightarrow &\mathrm {H\cdot +\cdot O\cdot +\cdot H} &BE=(BDE_{1}+BDE_{2})/2\\\end{array}}} 
Selv om de to bindinger er ækvivalente i det oprindelige symmetriske molekyle, varierer bindingsopløsningsenergien for en oxygen-hydrogenbinding en smule afhængigt af, om der er et andet hydrogenatom bundet til oxygenatomet eller ej.
Når bindingen brydes, vil det bindende elektronpar blive delt ligeligt til produkterne. Denne proces kaldes homolytisk bindingsspaltning (homolytisk spaltning; homolyse) og resulterer i dannelsen af radikaler.