In der Chemie ist die Bindungsenergie (BE), auch mittlere Bindungsenthalpie oder durchschnittliche Bindungsenthalpie genannt, das Maß für die Bindungsstärke einer chemischen Bindung. Die IUPAC definiert die Bindungsenergie als den Durchschnittswert der Bindungs-Dissoziationsenergie in der Gasphase (in der Regel bei einer Temperatur von 298,15 K) für alle Bindungen desselben Typs innerhalb derselben chemischen Spezies. Je größer die durchschnittliche Bindungsenergie pro Elektronenpaarbindung eines Moleküls ist, desto stabiler und energieärmer ist das Molekül.
Die Bindungsdissoziationsenergie (Enthalpie) wird auch als Bindungsauflösungsenergie, Bindungsenergie, Bindungsstärke oder Bindungsenergie (Abkürzung: BDE, BE oder D) bezeichnet. Sie ist definiert als die Standardenthalpieänderung bei der folgenden Spaltung: R – X → R + X. Die BDE, die mit Dº(R – X) bezeichnet wird, lässt sich in der Regel durch die thermochemische Gleichung herleiten,
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}}} 
Die Bildungsenthalpie ΔHfº einer großen Anzahl von Atomen, freien Radikalen, Ionen, Clustern und Verbindungen ist auf den Websites von NIST, NASA, CODATA und IUPAC verfügbar. Die meisten Autoren ziehen es vor, dieBDE -Werte bei 298,15 K zu verwenden.
Zum Beispiel ist die Kohlenstoff-Wasserstoff-Bindungsenergie in Methan BE(C-H) die Enthalpieänderung (∆H) beim Zerfall eines Methanmoleküls in ein Kohlenstoffatom und vier Wasserstoffradikale, geteilt durch vier. Der genaue Wert für ein bestimmtes Paar gebundener Elemente variiert je nach Molekül, daher sind die tabellierten Bindungsenergien im Allgemeinen Durchschnittswerte für eine Reihe ausgewählter typischer chemischer Spezies, die diesen Bindungstyp enthalten.
Bindungsenergie (BE) ist der Durchschnitt aller Bindungs-Dissoziationsenergien eines einzelnen Bindungstyps in einem bestimmten Molekül. Die Bindungsdissoziationsenergien mehrerer verschiedener Bindungen desselben Typs können sogar innerhalb eines einzigen Moleküls variieren. Ein Wassermolekül besteht zum Beispiel aus zwei O-H-Bindungen, die als H-O-H gebunden sind. Die Bindungsenergie für H2O ist der Durchschnitt der Energie, die erforderlich ist, um jede der beiden O-H-Bindungen nacheinander zu brechen:
H – O – H → H ⋅ + ⋅ O – H B D E 1 ⋅ O – H → ⋅ 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}\mathrm {H-O-H} &\rightarrow &\mathrm {H\cdot +\cdot O-H} &BDE_{1}\\mathrm {\cdot O-H} &\arrow &\mathrm {\cdot O\cdot +\cdot H} &BDE_{2}\\mathrm {\cdot H-O-H} &\rightarrow &\mathrm {H\cdot +\cdot O\cdot +\cdot H} &BE=(BDE_{1}+BDE_{2})/2\\\end{array}}} 
Obgleich die beiden Bindungen im ursprünglichen symmetrischen Molekül gleichwertig sind, variiert die Bindungsdissoziationsenergie einer Sauerstoff-Wasserstoff-Bindung leicht, je nachdem, ob ein weiteres Wasserstoffatom an das Sauerstoffatom gebunden ist oder nicht.
Wenn die Bindung gebrochen wird, teilt sich das bindende Elektronenpaar gleichmäßig auf die Produkte auf. Dieser Vorgang wird als homolytische Bindungsspaltung (homolytische Spaltung; Homolyse) bezeichnet und führt zur Bildung von Radikalen.