Analisando a situação descrita, um esboço seria: $• \ \text{a)}$ $\color{royalblue}{\text{Negativo (-)}}$ Repare que o enunciado nos informa quem atua como ânodo e quem atua como cátodo. Nesse contexto, entende-se que o eletrodo de platina "fornece" elétrons para o circuito externo, ou seja, o fluxo de elétrons é do ânodo para o cátodo. Desse modo, lembre-se que o sentido da corrente é oposto ao do fluxo de elétrons, o que pode ser visto no esboço acima. Portanto, o sinal do polo ligado ao ânodo é positivo, já o do cátodo é negativo. $• \ \text{b)}$ $\color{royalblue}{\text{Do ânodo para o cátodo que, segundo o esboço, é da direita para esquerda.}}$ Vide explicação anterior. $• \ \text{c)}$ $\color{royalblue}{\text{Em direção ao cátodo, no caso, da esquerda para direita.}}$ Conhecida a $\text{corrente iônica}$, entende-se que os íons positivos em solução tendem em ir na direção do cátodo - por isso chamado de cátions - isto para manter a eletroneutralidade da solução. $• \ \text{d)}$ $\color{royalblue}{\ce{Cu^2+ + 2e- \rightarrow Cu}}$ Lembre-se que a tendência - potencial de redução - do cobre em se reduzir é maior do que a da água, por isso, espera-se que este se reduza no processo. $• \ \text{e)}$ $\color{royalblue}{\ce{2H_2O \rightarrow 4H^+ + 4e- + O_2_{(g)}}}$ Pode-se pensar que ocorra a oxidação do ânodo de platina ou dos íon sulfato em solução, todavia, a tensão necessária para oxidação destes é bem maior que a da água - ou seja, ela oxida antes. Nesse contexto, espera-se a oxidação da água com desprendimento de gás oxigênio em volta do eletrodo, como visto na semi-reação acima. $• \ \text{f)}$ $\color{royalblue}{\text{Diminui, pois os íons cobre são reduzidos em solução, não sendo repostos.}}$