Bonsoir j'ai un exercice qui me bloque pouvez vous m'aider svp

Une solution incolore d'acide oxalique, de formule H₂C₂O_{4 (aq)} est mélangée à une solution violette de permanganate de potassium, en milieu acide. La seule espèce colorée du système étudié est l'ion permanganate MnO₄^-_(aq), de couleur violette.
On mélange un volume V1 = 20.0 mL de solution d'acide oxalique de concentration C1 = 5.00 x 10^-1 mol.L^-1 avec un volume V2 = 5.00 mL d'une solution acidifiée de permanganate de potassium de concentration C2 = 4.00 x 10^-1 mol.L^-1 en ion permanganate.
L'acide est en excès et l'eau constitue le solvant de la solution.
L'équation de la réaction est donnée ci-dessous
2MnO₄^-_(aq) + 5H₂C₂O_{4 (aq)} + 6H⁺_(aq)  -> 2Mn²⁺_(aq) + 10CO_{2 (aq)} + 8H₂O_(l)

1. Quel est le réactif limitant ?
2. Calculer les quantités initiales de réactifs
3. Compléter le tableau d'avancement et déterminer le réactif limitant
4. Dans l'état final, la solution est incolore. Justifier que cette couleur finale prise par la solution est cohérente avec la nature du réactif limitant

1. J'ai dit que c'était le permanganate de potassium mais je ne suis pas sûr
2. n(MnO₄^-) = 2 x 10^-3 mol
     n(H₂C₂O₄) = 1 x 10^-2 mol
3. Je bloque pour le tableau d'avancement avec le 6H⁺ car je ne vois pas à quoi il correspond et il n'y a pas de valeur pour la quantité