A afirmação fornecida está incorreta . Embora exista uma sobreposição entre os ácidos de Bronsted-Lowry e os ácidos de Lewis, nem todos os ácidos de Bronsted-Lowry são ácidos de Lewis. Os ácidos de Bronsted-Lowry são definidos como espécies que podem doar um próton (H+), enquanto os ácidos de Lewis são substâncias que podem aceitar um par de elétrons.

Embora muitos ácidos de Bronsted-Lowry, como HCl ou H2SO4, também atendam aos critérios dos ácidos de Lewis, pois podem aceitar um par de elétrons de um par solitário de elétrons em uma base, existem alguns ácidos de Bronsted-Lowry que não o fazem.


Por exemplo,

HSO4- (ânion hidrogenossulfato) atua apenas como um ácido de Bronsted-Lowry, doando um próton para formar H2SO4, mas não pode aceitar um par de elétrons e, portanto, não se comporta como um ácido de Lewis. Outro exemplo seria a água (H2O) em equilíbrio de dissociação ácida (Autoprotólise da água)


H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH-

Nesses casos em que ocorre apenas a transferência de prótons, o termo ácidos/bases de Bronsted-Lowry é mais apropriado e nem todos os ácidos de Bronsted-Lowry serão ácidos de Lewis.