Kemiassa sidosenergia (BE), jota kutsutaan myös keskimääräiseksi sidosentalpiaksi tai keskimääräiseksi sidosentalpiaksi, on kemiallisen sidoksen sidoslujuuden mitta. IUPAC määrittelee sidosenergian kaasufaasin sidoksen dissosiaatioenergian keskiarvoksi (yleensä 298,15 K:n lämpötilassa) kaikille samantyyppisille sidoksille saman kemiallisen lajin sisällä. Mitä suurempi on molekyylin keskimääräinen sidosenergia elektroniparisidosta kohti, sitä stabiilimpi ja vähäenergisempi molekyyli on.
Sidoksen dissosiaatioenergiasta (entalpia) käytetään myös nimitystä sidoksen hajoamisenergia, sidosenergia, sidoksen lujuus tai sidosenergia (lyhenteet: BDE, BE tai D). Se määritellään seuraavan halkeamisen vakioentalpiamuutoksena: R – X → R + X. BDE, jota merkitään Dº(R – X), saadaan yleensä termokemiallisella yhtälöllä,
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}}}}} 
Lukuisten atomien, vapaiden radikaalien, ionien,klustereiden ja yhdisteiden muodostumisen entalpia ΔHfº on saatavissa NIST:n,NASA:n, CODATA:n ja IUPAC:n verkkosivuilta. Useimmat kirjoittajat käyttävät mieluumminBDE-arvoja 298,15 K:n lämpötilassa.
Esimerkiksi metaanin hiili-vetysidoksen energia BE(C-H) on entalpian muutos (∆H), joka aiheutuu yhden metaanimolekyylin hajoamisesta hiiliatomiksi ja neljäksi vetyradikaaliksi jaettuna neljällä. Tietyn sidosparin tarkka arvo vaihtelee jonkin verran molekyylikohtaisesti, joten taulukoidut sidosenergiat ovat yleensä keskiarvoja useista valituista tyypillisistä kemiallisista lajeista, jotka sisältävät kyseistä sidostyyppiä.
Sidosenergia (BE) on tietyn molekyylin yhden sidostyypin kaikkien sidosten hajoamisenergioiden keskiarvo. Useiden samantyyppisten sidostyyppien sidos-dissosiaatioenergiat voivat vaihdella jopa yhden molekyylin sisällä. Esimerkiksi vesimolekyyli koostuu kahdesta O-H-sidoksesta, jotka ovat sidoksissa H-O-H. H2O:n sidosenergia on kunkin kahden O-H-sidoksen katkaisemiseen tarvittavan energian keskiarvo peräkkäin:
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}\{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}}} 
Vaikka alkuperäisessä symmetrisessä molekyylissä molemmat sidokset ovat ekvivalentteja, happi-vety-sidoksen sidoksen dissosiaatioenergia vaihtelee hieman riippuen siitä, onko happiatomiin sitoutunut toinen vetyatomi vai ei.
Sidoksen rikkoutuessa sidoksen elektronipari jakaantuu tasan tuotteille. Tätä prosessia kutsutaan homolyyttiseksi sidoksen pilkkomiseksi (homolyyttinen pilkkominen; homolyysi) ja se johtaa radikaalien muodostumiseen.