[DÚVIDA] Ácidos e bases

Estou com uma dúvida na parte de ácidos e bases que envolve estequiometria. Uma reação de equilíbrio, em solução aquosa, do tipo: 

CH3CO2H(aq) -> CH3CO2-(aq)  + H+(aq)

O ácido acético é um ácido fraco e não deve se dissociar 100% em água. Porém, da estequiometria da reação, para cada 1 mol de ácido acético que desaparece, deve aparecer 1 mol de acetato e 1 mol de íon hidrogênio. Logo, a constante de equilíbrio seria:

Ka = x²/x = x

Assim, todas as constantes de ionização seriam maiores que 1 (todos os ácidos e bases seriam fortes) . O que ocorre? 
Os volumes de solução de ácido acético, acetato e íons hidrogênio são diferentes, impedindo que suas concentrações fiquem iguais no equilíbrio? 

Obrigado!

Se um mol de ácido dissociar, formará 1 mol de cada produto. Ok, mas vamos supor que o grau de dissociação seja de 20%. Se 1 mol dissociou, teremos ao total 5 mols de ácido, pois 1=20% de 5. Portanto 5-1 = 4mols não se dissociam e ficam no equilíbrio, e é este valor que vai na fórmula: 1*1/4=0,25

abraço!

Mas, da proporção estequiométrica, cada 1 mol de reagente leva a 1 mol de produto. Se tivermos 4 mols de diferença, a lei das proporções não é violada?
(teremos mais átomos de um lado que de outro...)

Não porque os 4 mols não fazem parte da reação, ou seja, não são reagentes. Temos isso:

CH3CO2H(aq) -> CH3CO2-(aq)  + H+(aq)
1mol (reage)      1mol (equilíbrio)  1mol (equilíbrio)


Abraços.

Entendi. Valeu outra vez