Copiado de wikipedia
El efecto Joule-Thomson depende de manera crucial de la pequeña desviación de un gas ideal dado por las fuerzas intermoleculares, específicamente tanto las partes atractivas como las repulsivas de la fuerza de Van der Waals como aproximadas (por ejemplo) por el potencial de Lennard-Jones.
A medida que un gas se expande, la distancia promedio entre las moléculas crece. Debido a la parte atractiva de la fuerza intermolecular, la expansión provoca un aumento en la energía potencial del gas. Si no se extrae trabajo externo en el proceso y no se transfiere calor, la energía total del gas permanece igual debido a la conservación de la energía. El aumento de la energía potencial implica, por lo tanto, una disminución de la energía cinética y, por lo tanto, de la temperatura.
Un segundo mecanismo tiene el efecto contrario. Durante las colisiones de moléculas de gas, la energía cinética se convierte temporalmente en energía potencial (correspondiente a la parte repulsiva de la fuerza intermolecular). A medida que aumenta la distancia intermolecular promedio, hay una caída en el número de colisiones por unidad de tiempo, lo que provoca una disminución en la energía potencial promedio. Nuevamente, la energía total se conserva, por lo que esto lleva a un aumento de la energía cinética (temperatura).
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Dentro de la región limitada por la curva de inversión de Joule-Thomson, domina el efecto anterior (trabajo realizado internamente contra las fuerzas de atracción intermoleculares), y la expansión libre provoca una disminución de la temperatura. Fuera de la región limitada por la curva de inversión, las moléculas de gas se mueven más rápido y, por lo tanto, chocan con más frecuencia, y el último efecto (colisiones reducidas que causan una disminución en la energía potencial promedio) domina: la expansión de Joule-Thomson provoca un aumento de la temperatura.