La déclaration donnée est incorrecte . Bien qu'il existe un chevauchement entre les acides de Bronsted-Lowry et les acides de Lewis, tous les acides de Bronsted-Lowry ne sont pas des acides de Lewis. Les acides de Bronsted-Lowry sont définis comme des espèces capables de donner un proton (H+), tandis que les acides de Lewis sont des substances capables d'accepter une paire d'électrons.

Alors que de nombreux acides de Bronsted-Lowry, tels que HCl ou H2SO4, répondent également aux critères des acides de Lewis car ils peuvent accepter une paire d'électrons provenant d'une paire d'électrons libres sur une base, certains acides de Bronsted-Lowry ne le font pas.

Par exemple,

HSO4- (anion sulfate d'hydrogène) agit uniquement comme un acide de Bronsted-Lowry, donnant un proton pour former H2SO4, mais il ne peut pas accepter de paire électronique et ne se comporte donc pas comme un acide de Lewis. Un autre exemple serait l'eau (H2O) en équilibre de dissociation acide (autoprotolyse de l'eau)

H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH-

Dans les cas où seul un transfert de protons se produit, le terme acides/bases de Bronsted-Lowry est plus approprié et tous les acides de Bronsted-Lowry ne seront pas des acides de Lewis.