L'affermazione fornita è errata . Sebbene esista una sovrapposizione tra gli acidi di Bronsted-Lowry e gli acidi di Lewis, non tutti gli acidi di Bronsted-Lowry sono acidi di Lewis. Gli acidi di Bronsted-Lowry sono definiti come specie che possono donare un protone (H+), mentre gli acidi di Lewis sono sostanze che possono accettare una coppia di elettroni.

Mentre molti acidi di Bronsted-Lowry, come HCl o H2SO4, soddisfano anche i criteri degli acidi di Lewis poiché possono accettare una coppia di elettroni da una coppia solitaria di elettroni su una base, ci sono alcuni acidi di Bronsted-Lowry che non lo fanno.

Per esempio,

HSO4- (anione idrogeno solfato) agisce solo come un acido di Bronsted-Lowry, donando un protone per formare H2SO4, ma non può accettare una coppia di elettroni e quindi non si comporta come un acido di Lewis. Un altro esempio potrebbe essere l'acqua (H2O) in equilibrio di dissociazione acida (autoprotolisi dell'acqua)

H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH-

In questi casi in cui avviene solo il trasferimento di protoni, il termine acidi/basi di Bronsted-Lowry è più appropriato e non tutti gli acidi di Bronsted-Lowry saranno acidi di Lewis.