Per la risoluzione dell'esercizio non serve a nulla calcolare i potenziali dei due elettrodi con l'equazione di Nernst, perché la reazione che avviene durante il processo elettrolitico (non spontaneo, infatti occorre fornire energia energia elettrica per ottenere energia chimica)) è esattamente l'opposto di quello che avviene in una cella elettrochimica o galvanica (spontaneo, si trasforma l'energia chimica in energia elettrica... hai presente Galvani e le rane

).
Cella elettrochimicaAnodo (-) ossidazione 2 x (Cu

Cu2+ + 2 e-).............E°(-) = 0,34 V
Catodo (+) riduzione 1 x (O2 + 4H+ + 4e-

2H2O)...... E°(+) = 1,23 V
-----------------------------------------------------------------------------
2Cu + O2 + 4H+

2Cu2+ + 2H2O
E°(cella) = E°(catodo) - E°(anodo) = 1,23 - 0,34 = 0,89 V
Cella elettroliticaSi invertono le polarità degli elettrodi:
Catodo (-) riduzione 2 x (Cu2+ + 2e-

Cu)...................E°(-) = 0,34 V
Anodo (+) ossidazione 1 x (2H2O

O2 + 4H+ + 4e-).......E°(+) = 1,23 V
-----------------------------------------------------------------------------
2Cu2+ + 2H2O

2Cu + O2 + 4H+
E°(cella) = E°(catodo) - E°(anodo) = 0,34 - 1,23 = -0,89 V
Affinché questo processo possa avvenire è necessario applicare un voltaggio superiore a 0,89 V.
Tutto questo discorso non è necessario esplicitarlo per la risoluzione dell'esercizio in questione, ma deve essere chiaro nella tua testa.

Solo in questo modo puoi comprendere che per risolvere l'esercizio la quantità di carica elettrica che circola in ogni punto del sistema è:
q (Coulomb) = I (Ampere) · t (Secondi)
Quindi il numero di moli che circolano nel sistema è proporzionale alla quantità di carica elettrica che è trasportata da 1e-, cioè a 1 Faraday = 96485 Coulomb/mol:
1e- : 96485 Coulomb = x : q
x = ne- = I · t / F