擴散活化能（activation energy for diffusion）
/ Arrhenius = uh-RAY-nee-us /
為什麼把陶瓷燒得更熱會讓事情戲劇性地加速——為什麼溫度改變一百度，就能把費時一週的反應變成一個下午的工作？答案是擴散活化能：原子每次跳到新位置都必須翻越的一座能量小山。原子帶著熱能不停晃動；只有那少數在瞬間湊足能量翻過山頭的原子，才真正完成跳躍。升高溫度，擁有足夠能量的原子比例便陡峭上升，於是跳躍變得頻繁得多。
這個關係就是阿瑞尼士定律（Arrhenius law）：D = D0 times exp(-Q / (R times T))，其中 Q 是活化能，R 是氣體常數，T 是絕對溫度，D0 是指數前的常數。那個指數正是讓擴散對溫度如此敏感的原因：因為 Q 坐在 exp(-Q/RT) 裡，T 稍微上升就縮小那個負指數，把 D 一再倍增。把 D 的對數對 1/T 作圖會得到一條直線——阿瑞尼士圖（Arrhenius plot）——其斜率為 -Q/R，這是實驗者萃取 Q 的標準做法。這座山有兩部分：形成載著原子的缺陷（比方一個空位）所需的能量，加上跳躍本身所需的能量；對自帶通道的間隙原子而言，只有跳躍（遷移）能算數。
Q 大代表對溫度的依賴很陡——這種材料在低溫下幾乎惰性，一加熱卻猛然甦醒，這正是陶瓷必須燒得那麼熱的原因。氧化物擴散的典型 Q 值大約從一到數個電子伏特（每莫耳數百千焦耳）。誠實的微妙之處：單一條筆直的阿瑞尼士線只在一種機制主導時才成立。真實陶瓷常出現轉折——高溫端是陡峭、高 Q 的「本質」晶格分支，彎向低溫端一條較平緩、低 Q 的分支，那裡由快速的晶界或雜質控制的擴散接手。
對一個 Q 約 4 eV（約 400 kJ/mol）的物種而言，在 1500 度 C 的擴散可以比在 1000 度 C 快上數千倍——這正是為什麼一個在較低溫永遠做不完的頑固反應，在較高溫卻能輕鬆完成。
阿瑞尼士式：D = D0 exp(-Q/RT)。活化能 Q 是每次跳躍必須翻越的山，而它坐在指數裡，所以溫度的變動會劇烈地擺動 D。
阿瑞尼士圖彎曲並不是實驗誤差——通常代表主導機制換了（晶格擴散讓位給晶界擴散），或缺陷化學從本質切換成外質。一條直線，一種機制。