Stabilne cząsteczki istnieją, ponieważ wiązania kowalencyjne utrzymują atomy razem. Siłę wiązania kowalencyjnego mierzy się energią potrzebną do jego zerwania, czyli energią niezbędną do oddzielenia związanych atomów. Rozdzielenie dowolnej pary związanych atomów wymaga energii – im silniejsze wiązanie, tym większa energia potrzebna do jego zerwania.

Energia potrzebna do zerwania określonego wiązania kowalencyjnego w jednym molu cząsteczek gazu nazywana jest energią wiązania lub energią dysocjacji wiązania. Energia wiązania dla cząsteczki dwuatomowej, D_X–Y, jest definiowana jako standardowa zmiana entalpii dla reakcji endotermicznej:

Na przykład energia wiązania czystego kowalencyjnego wiązania H-H, D_H-H, wynosi 436 kJ/mol zerwanych wiązań H-H:

Cząsteczki z trzema lub więcej atomami mają dwa lub więcej wiązań. Suma wszystkich energii wiązań w takiej cząsteczce jest równa standardowej zmianie entalpii dla reakcji endotermicznej, która zrywa wszystkie wiązania w cząsteczce. Na przykład suma czterech energii wiązań C–H w CH₄, 1660 kJ, jest równa standardowej zmianie entalpii reakcji:

Średnia energia wiązania C-H, D_C-H, wynosi 1660/4 = 415 kJ/mol, ponieważ na mol reakcji przypadają cztery mole wiązań C-H. Chociaż cztery wiązania C-H są równoważne w oryginalnej cząsteczce, nie każde z nich wymaga tej samej energii do zerwania; po zerwaniu pierwszego wiązania (co wymaga 439 kJ/mol), pozostałe wiązania są łatwiejsze do zerwania. Wartość 415 kJ/mol jest średnią, a nie dokładną wartością wymaganą do zerwania dowolnego wiązania.

Siła wiązania między dwoma atomami wzrasta wraz ze wzrostem liczby par elektronów w wiązaniu. Ogólnie rzecz biorąc, wraz ze wzrostem siły wiązania zmniejsza się długość wiązania. Zatem wiązania potrójne są silniejsze i krótsze niż wiązania podwójne między tymi samymi dwoma atomami; Podobnie wiązania podwójne są silniejsze i krótsze niż wiązania pojedyncze między tymi samymi dwoma atomami. Kiedy jeden atom wiąże się z różnymi atomami w grupie, siła wiązania zwykle maleje, gdy przesuwamy się w dół grupy. Na przykład C-F wynosi 439 kJ/mol, C-Cl wynosi 330 kJ/mol, a C-Br wynosi 275 kJ/mol.

Energie wiązań można wykorzystać do obliczenia przybliżonych zmian entalpii dla reakcji, zwanych również entalpiami wiązania, w których entalpie tworzenia nie są dostępne. Obliczenia tego typu powiedzą również, czy reakcja jest egzotermiczna czy endotermiczna. Reakcja egzotermiczna (ΔH ujemny, wytwarzane ciepło) zachodzi, gdy wiązania w produktach są silniejsze niż wiązania w reagentach. Reakcja endotermiczna (ΔH dodatnia, pochłonięte ciepło) zachodzi, gdy wiązania w produktach są słabsze niż w reagentach.

Zmiana entalpii, ΔH, dla reakcji chemicznej jest w przybliżeniu równa sumie energii potrzebnej do zerwania wszystkich wiązań w reagentach (energia “w”, znak dodatni) plus energia uwalniana, gdy wszystkie wiązania są tworzone w produktach (energia “na zewnątrz”, znak ujemny). Można to wyrazić matematycznie w następujący sposób:

W tym wyrażeniu symbol Ʃ oznacza “sumę”, a D reprezentuje energię wiązania w kJ/mol, która zawsze jest liczbą dodatnią. Energia wiązania będzie zależeć od tego, czy dane wiązanie jest wiązaniem pojedynczym, podwójnym czy potrójnym. Dlatego przy obliczaniu entalpii w ten sposób ważne jest, aby wziąć pod uwagę wiązanie we wszystkich reagentach i produktach. Ponieważ wartości D są zazwyczaj średnimi dla jednego typu wiązania w wielu różnych cząsteczkach, obliczenia te zapewniają przybliżone oszacowanie, a nie dokładną wartość entalpii reakcji.

Rozważ następującą reakcję:

lub

Aby utworzyć dwa mole HCl, jeden mol wiązań H-H i jeden mol wiązań Cl-Cl muszą zostać zerwane. Energia potrzebna do zerwania tych wiązań jest sumą energii wiązania H-H (436 kJ/mol) i wiązania Cl-Cl (243 kJ/mol). Podczas reakcji powstają dwa mole wiązań H–Cl (energia wiązania = 432 kJ/mol), uwalniając 2 × 432 kJ; lub 864 kJ. Ponieważ wiązania w produktach są silniejsze niż te w reagentach, reakcja uwalnia więcej energii niż zużywa: