标准电极电势相差不大，改变浓度可以改变电极电势，反应倒过来

浓度问题，浓度使电极电势改变。似乎最终能达到平衡？

度娘说只有硫酸铁这一种能缓慢进行。
但是话说回来，只要铁离子浓度大，然后减小银离子浓度，就能增大反应程度。

是不是配合物改变了电极电势？
⚠警告
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地上发现肥皂一枚是否拾起？
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在298K，标准状态时，Ag＋的氧化性（还原产物为Ag）确实强于Fe3＋（还原产物为Fe2＋），但这只是略强于。因为氧化性与浓度是相关的。我们一般以电极电势来判断氧化性或还原性的大小，因为电极电势的相对大小，决定氧化还原反应进行的方向。
标准电极电势：E°(Ag+/Ag)=0.7996V，E°(Fe3+/Fe2+)=0.771V，它们只相差0.03V左右，所以说是氧化性Ag＋只是略强与Fe3＋。
它只能说明，在Ag＋、Fe3＋、Fe2＋均为1mol/L时、同时接触Ag单质的混合液中，反应发生的方向是Ag+＋Fe2＋→Ag＋Fe3+，但因为上述的在其他浓度时，反应进行的方向是不确定的。因为ΔrGm°＝－zFE°＝－RTlnK°，所以K°＝e^(zFE°/RT)＝e^[(1×96485×0.03)/(8.314×298)]=3.2。即平衡常数是3，这是一个可逆反应。K＝[Fe3+]eq/([Ag+]eq·[Fe2+]eq)＝3，（角标eq表示平衡状态时），Q＝[Fe3+]/([Ag+]·[Fe2+])，通过比较Q和K，即Q和3，就可以判断出反应方向。当Fe3＋的浓度高一些，它的氧化性就会增强，如当[Fe2+]和[Ag+]均为1mol/L时，Fe3＋的浓度高于3mol/L，即可将反应向逆向进行。简而言之：对于Fe3＋和Ag＋来说，均是高价态的物质浓度高时，氧化性强，低价态的物质浓度低时，氧化性弱，当进行定量时，[Fe3+]/([Ag+]·[Fe2+])>3时，Fe3＋的氧化性强于Ag＋，Fe3＋氧化Ag，反之Fe3＋氧化性弱于Ag＋，Ag＋氧化Fe2＋。
在将Ag单质与Fe3＋接触时，溶液中的Fe3＋是大量的，Ag＋和Fe2＋均是几乎没有的，所以Q一定远远大于3，Fe3＋会与Ag反应生成Fe2＋和Ag＋，随着反应进行，Fe3＋减少，Fe2＋和Ag＋增多，[Fe3+]/([Ag+]·[Fe2+])的值逐渐减小，当减小到3时（更准确的数是3.2），达到化学平衡，所以可以用铁盐溶液溶解Ag。
而如果是FeCl3的话，Ag＋与Cl－会生成AgCl，是溶液中的Ag＋一直处于极低的浓度，这样[Fe3+]/([Ag+]·[Fe2+])的值减少地更慢，可以让FeCl3溶解更多的Ag。如果根据AgCl的Ksp，配合能斯特方程来计算的话，E°(Ag+/AgCl)=0.22V，远小于Fe3＋和Fe2＋的标准电极电势0.771V，差值是0.55V，同样用那个公式计算，得到平衡常数为K°＝e^(zFE°/RT)＝e^[(1×96485×0.55)/(8.314×298)]=2×10^9。是完全反应的。所以，FeCl3与Ag发生反应，全部转化为FeCl2和AgCl，当然，前提是要防止AgCl覆盖在Ag表面，要使Ag充分与FeCl3溶液接触，才能持续进行反应。这也可以解释为，溶液中的Cl－与Ag＋结合，使Ag＋脱离反应体系，让Fe3＋氧化Ag的反应持续向右进行，最终完全反应。
最后说明：比较离子的氧化性大小，一般取得是标准态的时候。非标准态（浓度或压强改变）的时候，实际的氧化能力可能与标准态的能力不同。尤其这种本来就非常接近的。

这两个氧化性差距相当小，楼上已解释的非常清楚了

看小豆在楼下就没有回复的必要了