Os dados do enunciado fornecem que:

\(6{C_{(s)}} + 3{O_{2(g)}} + 6{H_2}_{(g)} \to {C_6}{H_{12}}{O_6}_{(s)}\) \(\Delta {H_f} =\)-1275 kJ

\({H_2}_{(g)} + \dfrac{1}{2}{O_{2(g)}} \to {H_2}{O_{(l)}}\) \(\Delta {H_f} =\)-286 kJ

\(C{O_{2(g)}} \to {C_{(s)}} + {O_{2(g)}}\) \(\Delta {H_f} =\) 394 kJ

A reação global para o processo é dada por:

\[{C_6}{H_{12}}{O_6}_{(s)} + 3{O_{2(g)}} \to 6C{O_{2(g)}} + 6{H_2}{O_{(l)}}\]

Basta agora calcularmos a variação da entalpia da reação global. Assim, precisamos combinar as entalpias de reação parciais que são fornecidas pelo enunciado. Deste modo, temos que fazer os seguintes rearranjos:

\({C_6}{H_{12}}{O_6}_{(s)} \to 6{C_{(s)}} + 3{O_{2(g)}} + 6{H_2}_{(g)}\) \(\Delta {H_f} =\) +1275 kJ

\(6{H_2}_{(g)} + 3{O_{2(g)}} \to 6{H_2}{O_{(l)}}\) \(\Delta {H_f} =\) 6x(-286) = -1716 kJ

\(6{C_{(s)}} + 6{O_{2(g)}} \to 6C{O_{2(g)}}\) \(\Delta {H_f} =\) 6x(-394) = -2364kJ

Note que a soma de todas as etapas desse conjunto de reações fornece a equação global. Vale lembrar que: se multiplicarmos uma reação por um coeficiente A, a respectiva entalpia de formação também será multiplicada por esse coeficiente. Além disso, quando invertermos o sentido da reação, a entalpia também tem sinal trocado.

Somando os valores de entalpia, temos:

\[\eqalign{ & \Delta {H_f} = ( + {\text{1275kJ) + ( - 1716kJ) + ( - 2364kJ)}} \cr & \Delta {H_f} = - 2805kJ }\]

Assim, a entalpia da queima de um mol de glicose é \(\boxed{ - 2805kJ}\)