A questão requer, basicamente, os conceitos da $\text{lei de Hess}$ e $\text{entalpia de combustão}$. Nesse sentido, vamos começar escrevendo as entalpias de combustão:\begin{matrix} \text{Grafita:}& \ce{C_{(s)} + O2_{(g)} -> CO2_{(g)} &,& \Delta Hº = -393,5 } \ \pu{kJ/mol} \\ \text{Gás Hidrogênio:}& \ce{H2_{(g)} + 1/2O2_{(g)} -> H2O_{(l)} &,& \Delta Hº = -285,9} \ \pu{kJ/mol} \\ \text{Metano:}& \ce{CH4_{(g)} + 2O2_{(g)} -> CO2_{(g)} + 2H2O_{(l)} &,& \Delta Hº = -890,5} \ \pu{kJ/mol} \end{matrix}Agora, precisamos rearranjar as reações a fim de chegar numa reação global conforme a do enunciado. Felizmente, nota-se que não é muito difícil, a primeira pode ser conservada, enquanto a segunda iremos multiplicá-la por $2$, tal que inverteremos a última no intuito de produzir o metano em questão. Dessa forma, conforme lei de Hess:\begin{matrix} \ce{C_{(s)} + O2_{(g)} -> CO2_{(g)} &,& \Delta Hº} &=& -393,5 \ \pu{kJ/mol} \\ \ce{2H2_{(g)} + O2_{(g)} -> 2H2O_{(l)} &,& \Delta Hº &=& -285,9(\times 2)} \ \pu{kJ/mol} \\ \ce{ CO2_{(g)} + 2H2O_{(l)} -> CH4_{(g)} + 2O2_{(g)} &,& \Delta Hº &=& +890,5} \ \pu{kJ/mol} \\ \hline \ce{C_{(s)} + 2H2_{(g)} -> CH4_{(g)}&,& \Delta Hº &=& -74,8 } \ \pu{kJ/mol} \end{matrix}\begin{matrix}Letra \ (B) \end{matrix}