Para entender a entalpia de dissolução do cloreto de sódio (NaCl) em água, precisamos considerar as etapas envolvidas: 1. Quebra das interações soluto-soluto: Para que o NaCl se dissolva, as forças que mantêm os íons Na⁺ e Cl⁻ juntos devem ser superadas. 2. Quebra das interações solvente-solvente: As interações entre as moléculas de água também precisam ser quebradas para que os íons possam se inserir no solvente. 3. Formação de interações soluto-solvente: Os íons Na⁺ e Cl⁻ interagem com as moléculas de água, formando interações íon-dipolo. Dado que a dissolução do NaCl é endotérmica (+3,87 kJ/mol), isso indica que a energia necessária para quebrar as interações soluto-soluto e solvente-solvente é maior do que a energia liberada durante a solvatação dos íons. Agora, analisando as alternativas: (A) maior que o calor liberado pela solvatação desses íons pelo solvente, por meio de interações do tipo íon-dipolo. - Correto, pois a energia necessária para quebrar as interações é maior. (B) maior que o calor absorvido pela solvatação desses íons pelo solvente, por meio de interações do tipo íon-íon. - Incorreto, pois a solvatação é íon-dipolo, não íon-íon. (C) igual ao calor liberado pela solvatação desses íons pelo solvente, por meio de interações do tipo dipolo-dipolo. - Incorreto, pois a interação é íon-dipolo. (D) menor que o calor absorvido pela solvatação desses íons pelo solvente, por meio de interações do tipo íon-dipolo. - Incorreto, pois a quebra das interações é maior. (E) menor que o calor liberado pela solvatação desses íons pelo solvente, por meio de interações do tipo íon-íon. - Incorreto, pois a interação é íon-dipolo. Portanto, a alternativa correta é: (A) maior que o calor liberado pela solvatação desses íons pelo solvente, por meio de interações do tipo íon-dipolo.