El experimento de Joule–Thomson

Consideremos un sistema adiabático, donde la cámara A se llena con un gas a una temperatura, presión y volumen fijos, mientras que la cámara B está vacía.

Cuando el gas es forzado a atravesar una barrera porosa rígida desde la región de alta presión en A hasta la región de baja presión en B, el gas se expande, cambiando su volumen y temperatura, y, como resultado, su energía interna.

Como no se transfiere calor, el cambio interno de energía es igual a la diferencia entre el trabajo realizado sobre y por el gas.

Reordenando los términos y sustituyendo la suma U + pV por entalpía se muestra que este proceso es isentálpico.

Si el gas se enfría o se calienta durante esta expansión depende del coeficiente de Joule–Thomson, ��. Se define como la velocidad a la que la temperatura cambia con la presión en entalpía constante.

También puede escribirse como el negativo del cambio de entalpía con presión a temperatura constante, dividido por la capacidad calorífica a presión constante.

Para gases ideales, μ es igual a cero, por lo que la expansión no causa cambio de temperatura. Pero para gases reales, �� puede ser positivo o negativo, implicando enfriamiento o calentamiento durante la expansión.