Efecto Joule-Thomson del hidrógeno: ¿se calienta al expandirse?

Descubre por qué el hidrógeno se calienta al expandirse, cómo aplicar el coeficiente de Joule-Thomson y cuándo este gas puede enfriarse al expandirse.

Efecto Joule-Thomson en el hidrógeno: expansión y temperatura

Fecha de publicación: 2 de febrero de 2025 a las 18:29

A menudo el proceso de expansión en válvulas que manejan hidrógeno puede resultar confuso, ya que junto al helio, el hidrógeno es el único gas que en condiciones atmosféricas aumenta su temperatura. Por el contrario, el fenómeno de expansión en el resto de gases, es un fenómeno aprovechado por su generación de bajas temperaturas en multitud de aplicaciones de refrigeración.

Efecto de Joule-Thomson

El proceso de expansión se puede modelar como la siguiente expresión: ΔT=(µJT x ΔP.)  Donde:

  • µJT  es el  coeficiente de Joule-Thomson (K/Pa).
  • ΔT es el incremento de temperatura (K).
  • ΔP es el incremento de presión (Pa).

Esto querie decir, que el cambio de temperatura y el cambio de presión en el proceso de expansión pueden realcionarse por una variable, el coeficiente de Joule-ThomsonµJT= (∂T/∂P)_h_cte. Donde esta relación entre los incrementos de la temperatura y la presión se dan a entalpía constante.

Con lo que si queremos conocer el incremento de temperatura del H2 en un proceso de expansión, conocido este coeficiente y las presiones antes y después de la válvula u obstrucción, estaríamos hablando de un cálculo directo. Si necesitas calcular este proceso, te recomiendo esta calculadora online de procesos de expansión.

El usar esta expresión del efecto Joule-Thomson, requiere asumir las siguientes asunciones:

  • El gas se expande adiabáticamente (no hay intercambio de calor con le exterior). Solo se produce un cambio de temperatura drástico.
  • No se realiza trabajo externo (lo que parece evidente al no accionar ningún movimientpo mecánico).

¿Por qué no podemos calcular esta temperatura con la ley de los gases ideales? 

Un gas ideal es un gas en el que consideramos despreciables las fuerzas de interacción molecular. En otras palabras, la entalpía del sistema solo depende del cambio de la temperatura. Diferencia de la expresión de la entalpía para un gas real y para un gas ideal:

  • Gas Real: h = h(T,P)
  • Gas Ideal: h = h(T)

Como hemos expresado antes, la expansión es un proceso a entalpía constante (proceso isoentálpico), donde tenemos un cambio de presión y temperatura, y el par de Tª-Presión de cada instante da la misma entalpía siempre. Si anulamos la presión de este fenómeno, estaríamos diciendo que la temperatura es siempre la misma, cuando es evidente que no es así en la realidad.

Resumiendo por qué no puedo aplicar la ley de los gases ideales:

  1. En primer lugar estaríamos omitiendo los efectos de las fuerzas intermoleculares.
  2. Lo que es más importante, en un gas ideal la entalpía solo depende de la temperatura: h = h(T).
  3. Pero, en un proceso de expansión el cambio de entalpía es nulo: h1 = h2. Con lo que mediante la consideración de un gas ideal no se produciría ningún cambio de temperatura (cuando la realidad muestra lo contrario).

Pero y..., ¿por qué no hay variación de entalpía? Ya casi lo tenemos, aguanta un poco más.

Primer principio de la termodinámica

El primer principio de la termodinámica para un flujo estacionario (o sistema donde la masa  entrante es la misma que la saliente), se puede describir en términos generales como:

  • m (h2​ − h1​) = Q − W

Recordemos las suposiciones para aplicar el efecto Joule-Thomson: no hay transferencia de calor, y no hay trabajo útil. Con lo que la expresión anterior acaba resultando como: h2 = h1. Por este motivo, la variación de entalpía es nula, lo que se denomina un proceso isoentálpico

Hemos visto que tratar este fenómeno como un gas ideal no nos permite destripar este fenómeno. Pero tomando este fenómeno como un gas real, donde sí se tienen en cuenta las fuerzas intermoleculares, puede abrir una vía de cálculo. La entalpía para un gas real es una función que depende de la temperatura, pero también de la presión del sistema: h = h (T, P). Y esta puede ser evaluada en cualquier registro de propiedades termodinámicas de un fluido en particular, conociendo dicha temperatura y presión.

Por tanto la termodinámica nos brinda dos caminos para calcular estos procesos:

  1. Así que, por tanto, podemos usar el coeficiente de Jolue-Thompson (tambien disponible en cualquier registro de datos termodinámicos de un fluido) para evaluar estas condiciones en una expansión.
  2. O bien podemos plantear el primer principio de la termodinámica conociendo la entalpía.

Cualquiera de estos dos caminos nos permitirá evaluar si el hidrógeno se calienta en la expansión, y cuanto.

Si cuando el hidrógeno se expande se calienta, ¿se enfría cuando se comprime?

La respuesta en no, si se calienta cuando se expande, luego no se enfría cuando se comprime, son procesos termodinámicos bajo dieferntes condiciones. Y esto se ve claro con la definición del proceso: ¿es a volumen constante, a presión constante, a temperatura constante, isoentálpico?. 

Solo tenemos que aplicar el primer principio de la termodinámica, y tratar de describir el fenómeno con uno de estos procesos termodinámicos:

Procesos Termodinámicos
Proceso Condición Ecuación del Primer Principio
Adiabático Q = 0 ΔU = −W
Isotérmico ΔU = 0 Q = W
Isocórico W = 0 ΔU = Q
Isobárico P = constante Q = ΔH
Isoentálpico h1​ = h2 Se puede analizar con μJT

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Así, para un caso de compresión en un recipiente, no podemos decir que la entalpía es la misma al principio que al final, ya que hay una energía en el sistema antes de recibir gas comprimido, y una energía final que será la suma de la energía que entra, más la que había previamente, no se trataría de un proceso isoentálpico. Puedes calcular procesos de compresión en recipientes a presión (como la recarga de un vehículo de hidrógeno o tanques en general) con esta calculadora online.

El hidrógeno, ¿siempre se calienta en la expansión, o en ciertos rangos también puede enfriarse?

El hidrógeno puede ser representado en un diagrama para observar como en función de su temperatura y presión, su coeficiente de Joule-Thompson se hace positivo o negativo. Esto es ampliamente conocido y utilizado en procesos de licuefacción del propio hidrógeno por ejemplo, donde para transformar su estado a líquido, es usado a temperaturas criogénicas para producir un enfriamiento mediante su expansión.

Ejemplo de dos expansiones:

Caso de Expansión con aumento de temperatura

  • Presión inicial: 400 barg
  • Temperatura inicial: 20ºC
  • Presión final: 50 barg

Esto resulta en una temperatura en la expansión de 34,36ºC (comprueba el cálculo aquí).

Caso de expansión con decremento de temperatura

  • Presión inicial: 40 barg
  • Temperatura inicial: -92ºC
  • Presión final: 4 barg

Esto resulta en una temperatura en la expansión de -92,25ºC (comprueba el cálculo aquí).

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