In de chemie is bindingsenergie (BE), ook wel de gemiddelde bindingsenthalpie of gemiddelde bindingsenthalpie genoemd, de maat voor de sterkte van een chemische binding. De IUPAC definieert bindingsenergie als de gemiddelde waarde van de bindings-dissociatie-energie in de gasfase (gewoonlijk bij een temperatuur van 298,15 K) voor alle bindingen van hetzelfde type in dezelfde chemische stof. Hoe groter de gemiddelde bindingsenergie, per elektron-paar binding, van een molecuul, hoe stabieler en lager-energetisch het molecuul.
De bindingsafscheidingsenergie (enthalpie) wordt ook aangeduid als bindingsafscheidingsenergie, bindingsenergie, bindingssterkte, of bindingsenergie (afkorting: BDE, BE, of D). Zij wordt gedefinieerd als de standaardenthalpieverandering van de volgende splijting: R – X → R + X. De BDE, aangeduid als Dº(R – X), wordt gewoonlijk afgeleid met de thermochemische formule
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)} +grote driehoekup H_{f}^{\circ }(X)-grote driehoekup H_{f}^{\circ }(\mathrm {R} X)\eind{array}} 
De enthalpie van vorming ΔHfº van een groot aantal atomen, vrije radicalen, ionen, clusters en verbindingen is beschikbaar op de websites van NIST, NASA, CODATA, en IUPAC. De meeste auteurs geven de voorkeur aan deBDE -waarden bij 298,15 K.
Bij voorbeeld, de koolstof-waterstof bindingsenergie in methaan BE(C-H) is de enthalpieverandering (∆H) van het breken van één molecuul methaan in een koolstofatoom en vier waterstofradicalen, gedeeld door vier. De exacte waarde voor een bepaald paar gebonden elementen varieert enigszins afhankelijk van het specifieke molecuul, zodat getabelleerde bindingsenergieën in het algemeen gemiddelden zijn van een aantal geselecteerde typische chemische soorten die dat type binding bevatten.
Bindingsenergie (BE) is het gemiddelde van alle bindings-dissociatie-energieën van één type binding in een bepaald molecuul. De bindingsafbreekingsenergieën van verschillende bindingen van hetzelfde type kunnen zelfs binnen een enkel molecuul variëren. Zo bestaat een watermolecuul uit twee O-H-bindingen die als H-O-H gebonden zijn. De bindingsenergie voor H2O is het gemiddelde van de energie die nodig is om elk van de twee O-H bindingen in volgorde te verbreken:
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 + O-H} &BDE_{1} &BDE_{1} &Mathrm {H &BDE_{2} &BDE_{2} &BE=(BDE_{1}+BDE_{2})/2\\\end{array}}} 
Hoewel de twee bindingen gelijkwaardig zijn in het oorspronkelijke symmetrische molecuul, varieert de bindings-dissociatie-energie van een zuurstof-waterstof binding enigszins afhankelijk van het feit of er al dan niet een ander waterstofatoom aan het zuurstofatoom gebonden is.
Wanneer de binding wordt verbroken, zal het bindingselektronenpaar zich gelijkelijk verdelen over de producten. Dit proces wordt homolytische bindingskloven genoemd (homolytic cleavage; homolyse) en resulteert in de vorming van radicalen.