De voorbeelden hierboven waren enkelvoudige (monoprotische) zuren en basen, die slechts één H+-ion afstaan of opnemen.
Een tweevoudig of diprotisch zuur kan twee H+-ionen afstaan; een tweevoudige of diprotische base kan twee H+-ionen opnemen. Een belangrijk voorbeeld is het koppel zwavelzuur / sulfaat:
$$\mathrm{H_2SO_4/HSO_4^-/SO_4^{2-}}.$$
De tussenliggende stof, HSO4– ofwel bisulfaat, kan als zuur én base functioneren. Het is een amfolyt. Welk gedrag men vindt, hangt af van de omstandigheden.
$$\mathrm{HSO_4^-+HCL \rightarrow H_2SO_4 + CL^-;}$$ $$\mathrm{HSO_4^-+NH_3 \rightarrow SO_4^{2-} + NH_4^+};$$
Er bestaan ook drievoudige of triprotische zuur/baseparen. Het belangrijkste is fosforzuur / fosfaat:
$$\mathrm{H_3PO_4 / H_2PO_4^- / HPO_4^{2-}/PO_4^3-},$$
waarbij het waterstoffosfaation H2PO4– en het diwaterstoffosfaation HPO42– weer amfolyten zijn.
