Si bien muchos ácidos de Bronsted-Lowry, como HCl o H2SO4, también cumplen con los criterios de los ácidos de Lewis, ya que pueden aceptar un par de electrones de un par de electrones solitarios en una base, hay algunos ácidos de Bronsted-Lowry que no lo hacen.
Por ejemplo,
HSO4- (anión sulfato de hidrógeno) Actúa sólo como un ácido de Bronsted-Lowry, donando un protón para formar H2SO4, pero no puede aceptar un par de electrones y, por tanto, no se comporta como un ácido de Lewis. Otro ejemplo sería el agua (H2O) en equilibrio de disociación ácida (Autoprotólisis del agua)
H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH-
En los casos en los que sólo se produce transferencia de protones, el término ácidos/bases de Bronsted-Lowry es más apropiado y no todos los ácidos de Bronsted-Lowry serán ácidos de Lewis.
