Variation d'entropie standard d'une réaction à volume constant

Le fait qu’il y aie une "pression initiale" et qu’on te donne le $\Delta{G}$ (et pas le $\Delta{G}^0$!!) me laisse à penser que c’est peut être pas la bonne approche ici.

Pour le coup, j’aurais tenté une approche différente. Sachant que:

où $Q_r$ est le quotient de réaction, soit $\ce{[N2O4]} / \ce{[NO2]}^2$ et $\Delta{G}=0$ lorsque la réaction est à l’équilibre, ce qui revient à une autre formule que tu connais très probablement, c’est à dire

Autrement dit, la clé ici me semble d’être de trouver $K_{eq}$ (en tout cas c’est comme ça que je ferais). Maintenant, le fait qu’on te donne des informations sur l’enthalpie standard à 500 K me fait dire qu’il y a peut être une subtilité que je ne vois pas.

À l’instant initial, non, puisque t’as juste ton réactif ($\ce{NO2}$) dans le milieu, mais celui-ci réagit pour tendre vers l’équilibre, $\Delta{G}=0$. Dit autrement, à l’instant initial, ton quotient réactionnel vaut 0 (et t’as $\ln{0}$ et ça va pas des masses), et quand la quantité de produit augmente, il s’élève (numérateur augmente, dénominateur diminue). Mais je vois toujours pas à quoi ça sert d’avoir donné le $\Delta{H}^0$, à moins qu’on ne souhaite te voir calculer ledit $\Delta{S}^0$