De gegeven verklaring is onjuist . Hoewel er een overlap bestaat tussen Bronsted-Lowry-zuren en Lewis-zuren, zijn niet alle Bronsted-Lowry-zuren Lewis-zuren. Bronsted-Lowry-zuren worden gedefinieerd als soorten die een proton (H+) kunnen doneren, terwijl Lewis-zuren stoffen zijn die een elektronenpaar kunnen accepteren.

Hoewel veel Bronsted-Lowry-zuren, zoals HCl of H2SO4, ook voldoen aan de criteria van Lewis-zuren, omdat ze een elektronenpaar kunnen accepteren van een eenzaam elektronenpaar op een basis, zijn er enkele Bronsted-Lowry-zuren die dat niet doen.

Bijvoorbeeld,

HSO4- (waterstofsulfaatanion) fungeert alleen als een Bronsted-Lowry-zuur en doneert een proton om H2SO4 te vormen, maar het kan geen elektronenpaar accepteren en gedraagt ​​zich daarom niet als een Lewis-zuur. Een ander voorbeeld is water (H2O) in zuurdissociatie-evenwicht (autoprotolyse van water)

H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH-

In dergelijke gevallen waarin alleen protonenoverdracht plaatsvindt, is de term Bronsted-Lowry-zuren/basen geschikter en zullen niet alle Bronsted-Lowry-zuren een Lewis-zuur zijn.