W chemii, energia wiązania (BE), zwana również średnią entalpią wiązania lub średnią entalpią wiązania, jest miarą siły wiązania w wiązaniu chemicznym. IUPAC definiuje energię wiązania jako średnią wartość energii dysocjacji wiązania w fazie gazowej (zwykle w temperaturze 298,15 K) dla wszystkich wiązań tego samego typu w ramach tego samego gatunku chemicznego. Im większa średnia energia wiązania, na wiązanie pary elektronowej, w cząsteczce, tym bardziej stabilna i mniej energetyczna cząsteczka.
Energia dysocjacji wiązania (entalpia) jest również określana jako energia rozerwania wiązania, energia wiązania, siła wiązania lub energia wiązania (skrót: BDE, BE, lub D). Definiuje się ją jako standardową zmianę entalpii w następującym rozszczepieniu: R – X → R + X. BDE, oznaczana jako Dº(R – X), jest zwykle wyprowadzana za pomocą równania termochemicznego,
D ∘ ( R – X ) =△ H f ∘ ( R ) + △ H f ∘ ( X ) – △ H f ∘ ( R X ) {{displaystyle {{array}{lcl}}}}mathrm {D^{circ }(R-} X)} =△ H_{f}^{circ }}mathrm {(R)} +bigtriangleup H_{f}^{\irc }(X)-bigtriangleup H_{f}^{\irc }(\mathrm {R} X)\end{array}}. 
Entalpia tworzenia ΔHfº dużej liczby atomów, wolnych rodników, jonów, klastrów i związków jest dostępna na stronach internetowych NIST, NASA, CODATA i IUPAC. Większość autorów woli używać wartości BDE w temperaturze 298.15 K.
Na przykład, energia wiązania węgiel-wodór w metanie BE(C-H) jest zmianą entalpii (∆H) rozerwania jednej cząsteczki metanu na atom węgla i cztery rodniki wodorowe, podzieloną przez cztery. Dokładna wartość dla określonej pary wiązanych elementów zmienia się nieco w zależności od konkretnej cząsteczki, dlatego tabelaryczne energie wiązań są na ogół średnimi z kilku wybranych typowych gatunków chemicznych zawierających ten typ wiązania.
Energia wiązania (BE) jest średnią wszystkich energii dysocjacji wiązania jednego typu wiązania w danej cząsteczce. Energie dysocjacji wiązań kilku różnych wiązań tego samego typu mogą się różnić nawet w obrębie jednej cząsteczki. Na przykład, cząsteczka wody składa się z dwóch wiązań O-H połączonych jako H-O-H. Energia wiązania dla H2O jest średnią energii potrzebnej do rozerwania każdego z dwóch wiązań O-H w sekwencji:
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}}mathrm {H-O-H} &rightarrow &mathrm {H} &BDE_{2}}mathrm {H-O-H} &rightarrow &mathrm {H-O + O + H} &BE=(BDE_{1}+BDE_{2})/2\\\end{array}}} 
Ale chociaż dwa wiązania są równoważne w oryginalnej symetrycznej cząsteczce, energia dysocjacji wiązania tlen-wodór różni się nieznacznie w zależności od tego, czy istnieje inny atom wodoru związany z atomem tlenu, czy nie.
Gdy wiązanie zostanie przerwane, wiążąca para elektronów rozdzieli się równo na produkty. Proces ten nazywany jest homolitycznym rozszczepieniem wiązania (homolytic cleavage; homolysis) i prowadzi do powstania rodników.
.