Bonjour

Voilà bien le genre de phrase qui, en essayant de faire passer quelques chose de compliqué pour une évidence, perturbe les étudiants sans rien expliquer !
Evidemment, j'ignore le contexte de cette phrase. J'imagine donc la situation suivante :
état initial : une bouteille de gaz comprimé est placée dans une salle contenant de l'air, Je note To la température initiale commune aux deux gaz. Pour simplifier, je suppose les parois de la salles parfaitement isolées thermiquement, étanches et indéformables. Dans ces conditions, le système {air + gaz comprimé} constitue un système isolé : son énergie interne reste constante.
Un manipulateur ouvre la bouteille de gaz sans apport appréciable de travail et de chaleur. Le gaz se détend dans la salle. Il y a alors échange de travail et de chaleur entre le gaz et l'air ; on note Tf la température finale correspondant à un nouvel équilibre. L'énergie interne du système constitué des deux gaz n'a pas changée avons nous dit. Or : la première loi de Joule affirme que l'énergie interne d'un gaz parfait ne dépend que de la température ; donc, si l'énergie interne reste fixe, la température aussi reste fixe : Tf=To.
Assimiler les gaz à des gaz parfaits conduit donc à la conclusion : Tf=To : il n'y a pas de refroidissement !, juste une très légère augmentation de la pression ! Si le gaz comprimé est très fortement comprimé (plusieurs mégapascals), impossible de l'assimiler à un gaz parfait mais impossible aussi de régler le problème par une simple phrase comme le fait ton professeur.
Remarque : le raisonnement est très proche de celui que l'on fait en cours à propos de la détente de Joule et Gay-Lussac.