Nach einer aufwendigen Abtrennung der anderen Lanthanbegleiter wird das Oxid mit Fluorwasserstoff zum Lanthanfluorid umgesetzt. Anschließend wird dieses mit Calcium unter Bildung von Calciumfluorid zum Lanthan reduziert. Die Abtrennung verbleibender Calciumreste und Verunreinigungen erfolgt in einer zusätzlichen Umschmelzung im Vakuum.

Die wirtschaftlich bedeutendsten Mineralien für Lanthan sind Bastnäsit und Monazit. Es wird hauptsächlich in China, den USA (Mountain Pass) und Australien (Mount Weld) gewonnen.

Lanthan und Cer sind die beiden häufigsten leichten Seltenen Erden. Sie kommen in großen Mengen in den wirtschaftlich wichtigsten Erzen Bastnäsit und Monazit vor.

In einer typischen Bastnäsit-Lagerstätte machen Cer und Lanthan zusammen bis zu über 50 Prozent des Gesamtgehalts an Seltenen Erden aus. Deswegen kommt es zu einer erheblichen und anhaltenden Überproduktion von Cer und Lanthan im Verhältnis zur Marktnachfrage vor. Diese Überproduktion ist ein grundlegendes Merkmal der Seltenen-Erden-Branche und wird als "Balance Problem" bezeichnet.

DIe mit Abstand wichtigste Anwendung für Lanthan sind Nickel-Metallhydrid-Akkus (NiMH), wo sie als Lanthan-haltige Legierung die zentrale Komponente der negativen Elektrode (Anode) darstellen. Wiederaufladbare NiMH-Akku waren früher weit verbreitet in Laptops, Kameras und besonders in Hybridfahrzeugen wie dem Toyota Prius.

Lanthan ist mit Cer ein wichtiger Bestandteil von Mischmetall, einer Metallegierung aus Seltenen Erden, deren Zusammensetzung der einzelnen Seltenerdelemente sich aus dem Ausgangsmineral ergibt, sowie Eisen.

Wegen seiner Pyrophorizität, das bedeutet, dass sich feine Späne des Metalls an der Luft bei Reibungshitze selbst entzünden, wird Mischmetall im Zündstein von Feuerzeugen verwendet.

Neben Feuerzeugen dient Mischmetall als Zündmittel für brennbare Gase und explosive Stoffe. Es kommt in Gasanzündern für Haushalts-Gasherde, Gasöfen, Gasheizungen und -durchlauferhitzern vor, in Zünder von Feuerwerk und Pyrotechnik sowie in bestimmten militärischen und industriellen Anwendungen als Treib- und Sprengsatzzündung.

Aufgrund seiner hohen Reaktivität kann Mischmetall in bestimmten metallurgischen Prozessen als Reduktionsmittel eingesetzt werden, um Oxide zu reduzieren.

Mit Cobalt:

Die Cobalt-Lanthan-Legierung LaCo5 wird als Magnetwerkstoff, lanthandotiertes Bariumtitanat zur Herstellung von Kaltleitern (temperaturabhängige Widerstände) verwendet. In Verbindung mit Cobalt, Eisen, Mangan, Strontium u. a. dient es als Kathode für Hochtemperatur-Brennstoffzellen (SOFC). „Verunreinigtes“ Lanthan-Nickel (LaNi5) findet als Wasserstoffspeicher in Nickel-Metallhydrid-Akkumulatoren Verwendung. Als Zusatz kommt es in Kohlelichtbogenlampen zur Studiobeleuchtung und in Filmvorführanlagen (historische Anwendung?) vor.

Mit Titan:

Einem Legierungsmetall mit Materialzusammensetzungen aus Lanthan und Titan wird die Wirkung zugeschrieben, dass bei spanbildender Verarbeitung die Spanlänge reduziert wird. Dadurch soll die Bearbeitung des Metalls erleichtert werden.

Im Bereich der Medizin werden aus dem Legierungsmetall korrosionsbeständige und gut sterilisierbare Instrumente hergestellt. Diese Metalllegierung mit Titan soll für Werkzeuge und Apparate für chirurgische Eingriffe besonders gut geeignet sein, da die Allergie-Neigung bei Verwendung derartiger Metalllegierung mit Titan im Verhältnis zu anderen Legierungen gering sein soll.

Als Lanthanoxid

Herstellung von Gläsern (Lanthanglas) mit vergleichsweise hoher Brechzahl, die sich wiederum nur wenig mit der Wellenlänge ändert (geringe Dispersion), für Kameras, Teleskoplinsen und für Brillengläser
Herstellung von Kristallglas und Porzellanglasuren. Es ersetzt giftigere Bleiverbindungen unter gleichzeitiger Verbesserung der chemischen Beständigkeit (Verbesserung der Laugenbeständigkeit, „spülmaschinenfest“)
Katalysatorzusatz an Zeolithen beim Fluid Catalytic Cracking in der Raffinerie zur Erdölverarbeitung
Herstellung keramischer Kondensatormassen und silikatfreier Gläser
Bestandteil von Glaspoliermitteln
Herstellung von Glühkathoden für Elektronenröhren (auch Lanthanboride)

Als Lanthancarbonat

Medikament zur Senkung des Phosphatspiegels bei Dialysepatienten (sog. Phosphatbinder)

Lanthan wird als wenig toxisch eingestuft. Eine toxische Dosis ist bisher unbekannt. Jedoch gilt Lanthan-Pulver als stark ätzend, weil es sehr leicht durch z.B. Hautfeuchtigkeit zu basischem Lanthanhydroxid reagiert (ähnlich den Elementen Calcium und Strontium). Die letale Dosis beträgt bei Ratten 720 mg.

Das silberweiß glänzende Metall ist hämmerbar und duktil. Es existieren drei metallische Modifikationen.

Lanthan ist unedel. Es überzieht sich an der Luft rasch mit einer weißen Oxidschicht, die in feuchter Luft zum Hydroxid weiterreagiert.

Nach einer aufwändigen Abtrennung der anderen Holmiumbegleiter wird das Oxid mit Fluorwasserstoff zum Holmiumfluorid umgesetzt. Anschließend wird mit Calcium unter Bildung von Calciumfluorid zum metallischen Holmium reduziert. Abtrennung verbleibender Calciumreste und Verunreinigungen erfolgen in einer zusätzlichen Umschmelzung im Vakuum.

Die wichtigste Verwendung von Holmium ist als magnetisches Polstück in (Festkörper-)Magneten. Holmium wird dabei nicht als eigenständiger Magnet verwendet, sondern als Additiv in leistungsstarken Permanentmagneten auf Neodym-Eisen-Bor-Basis (NdFeB). Durch die Zugabe von Holmium (oft zusammen mit Dysprosium) können diese Magnete ihre magnetische Kraft (Koerzitivfeldstärke) auch bei sehr hohen Temperaturen beibehalten. Ohne diese Zusätze würden sie bei Hitze entmagnetisiert.

Diese super-stabilen, hitzebeständigen Magnete sind absolut essentiell für Elektromotoren in Hybrid- und Elektrofahrzeugen sowie in Generatoren in Windkraftanlagen.

Weitere Anwendungen hat Holmium in Steuerstäben in Kernreaktoren, in medizinischen Laser (Holmium-dotierte Yttrium-Aluminium-Granat-Laser - Ho:YAG-Laser).

Das silberweiß glänzende Metall der Seltenen Erden ist weich und schmiedbar.

Holmium weist besondere magnetische Eigenschaften auf. In seinen ferromagnetischen Eigenschaften ist es dem Eisen weit überlegen. Mit 10,6 μB besitzt es das höchste magnetische Moment eines natürlich vorkommenden chemischen Elements. Mit Yttrium bildet es magnetische Verbindungen.

In seinen Verbindungen liegt es in der Oxidationszahl +3 vor, die Ho3+-Kationen bilden in Wasser gelbe Lösungen. Unter besonderen reduktiven Bedingungen kann bei den Chloriden auch die Oxidationszahl +2 realisiert werden, z.B. im Holmium(II,III)chlorid Ho5Cl11, allerdings existiert das reine Holmium(II)chlorid nicht.

Gadolinium kommt hauptsächlich in den großen Seltenen-Erden-Erzmineralien Bastnäsit, Monazit und besonders Xenotim vor. 

Ionenadsorptions-Tonerze in Südchina sind besonders gadoliniumreich. 

Nach einer aufwendigen Abtrennung der anderen Gadoliniumbegleiter wird das Oxid mit Fluorwasserstoff zum Gadoliniuimfluorid umgesetzt. Anschließend wird dieses mit Calcium unter Bildung von Calciumfluorid zum metallischen Gadolinium reduziert. Die Abtrennung verbleibender Calciumreste und Verunreinigungen erfolgt in einer zusätzlichen Umschmelzung im Vakuum.

Wegen seines extrem starken Paramagnetismus ist die wichtigste Anwendung von Gadolinium ist als MRT-Kontrastmittel in der modernen medizinischen Diagnostik.

Weitere seiner Eigenschaften machen Gadolinium für Nischenanwendungen hochrelevant.

Wegen seines hohen Neutroneneinfangquerschnitts wird Gadolinium etwa in Steuerstäben in Kernreaktoren eingesetzt.

Gadolinium wird auch für die Herstellung von Leuchtstoffen in Plasmabildschirmen und Röntgenfolien verwendet, da es grüne Leuchtstoffe aktiviert.

Das silbrigweiß bis grauweiß glänzende Metall der seltenen Erden ist duktil und schmiedbar. Bei Temperaturen oberhalb 1508 K wandelt sich die dichteste Kugelpackung in eine kubisch-raumzentrierte Kristallstruktur um. In trockener Luft ist Gadolinium relativ beständig, in feuchter Luft bildet es eine nichtschützende, lose anhaftende und abblätternde Oxidschicht aus. Mit Wasser reagiert es langsam. In verdünnten Säuren löst es sich auf.

Gadolinium hat mit 49.000 barn wegen seines enthaltenen Isotops Gd-157 (mit 254.000 barn) den höchsten Einfangquerschnitt für thermische Neutronen aller bekannten stabilen Elemente (nur das instabile Xe-135 übertrifft Gd-157 etwa um einen Faktor 10). Die hohe Abbrandrate (burn-out-rate) schränkt eine Verwendung als Steuerstab in Kernreaktoren stark ein.

Gadolinium ist nicht supraleitfähig. Es sind aber keramische Hochtemperatur-Supraleiter des Typs Ba2GdCu3O7-x mit einer Sprungtemperatur zwischen 80–85 K bekannt.

Europium ist auf der Erde ein seltenes Element, die Häufigkeit in der kontinentalen Erdkruste beträgt etwa 2 ppm.

Europium kommt als Nebenbestandteil in verschiedenen Lanthanoid-Mineralen vor. Das Element ist sowohl in Monazit und Bastnäsit als auch in Xenotim enthalten.

Nach dem Aufschluss der Ausgangsmaterialien wie Monazit oder Bastnäsit mit Schwefelsäure oder Natronlauge sind verschiedene Wege zur Abtrennung möglich.

Neben dem Ionenaustausch wird vor allem ein Verfahren eingesetzt, das auf Flüssig-Flüssig-Extraktion und der Reduktion von Eu3+ zu Eu2+ beruht. Dabei wird bei Bastnäsit als Ausgangsmaterial zunächst das Cer in Form von Cer(IV)-oxid abgetrennt und die verbleibenden Seltenen Erden in Salzsäure gelöst. Daraufhin werden mit Hilfe einer Mischung von DEHPA (Di(2-ethylhexyl)phosphorsäure) und Kerosin in Flüssig-Flüssig-Extraktion Europium, Gadolinium und Samarium von den übrigen Seltenerdmetallen getrennt. Die Trennung dieser drei Elemente erfolgt über die Reduktion des Europiums zu Eu2+ und Fällung als schwerlösliches Europium(II)-sulfat, während die anderen Ionen in Lösung bleiben.

Metallisches Europium kann durch Reaktion von Europium(III)-oxid mit Lanthan oder Mischmetall gewonnen werden. Wird diese Reaktion im Vakuum durchgeführt, destilliert Europium ab und kann so von anderen Metallen und Verunreinigungen getrennt werden.

Die erste wichtige technische Anwendung des Elements war die Produktion von mit Europium dotiertem Yttriumvanadat. Dieser 1964 von Albert K. Levine und Frank C. Palilla entdeckte rote Leuchtstoff spielte bald eine wichtige Rolle bei der Entwicklung des Farbfernsehens. Für diese Anwendung wurde daraufhin das erste Bergwerk für die Gewinnung von Seltenen Erden, das seit 1954 im kalifornischen Mountain Pass betrieben wurde, stark ausgebaut.

Europium wird auch weiterhin  als Dotierungsmittel für die Produktion von Leuchtstoffen eingesetzt, die für Flugzeuginstrumente benötigt werden und in Kompaktleuchtstofflampen Verwendung finden. Es werden Leuchtstoffe sowohl mit zwei- als auch dreiwertigem Europium für verschiedene Farben verwendet.

Für rote Leuchtstoffe wird vor allem mit Europium dotiertes Yttriumoxid (Y2O3:Eu3+), früher wurden auch Yttriumoxysulfid oder als erster wichtiger roter Leuchtstoff Yttriumvanadat:Eu3+ genutzt. Eu2+ wird meist als blauer Leuchtstoff in Verbindungen wie Strontiumchlorophosphat (Sr5(PO4)3Cl:Eu2+, Strontiumchloroapatit SCAP) und Bariummagnesiumaluminat (BaMgAl11O17:Eu2+, BAM) eingesetzt.

Plasmabildschirme erfordern Leuchtstoffe, die die vom Edelgas-Plasma emittierte VUV-Strahlung in sichtbares Licht umwandeln. Hierfür werden sowohl für das blaue als auch rote Spektrum europiumdotierte Leuchtstoffe genutzt – für blaues Licht BAM, für rotes (Y,Gd)BO3:Eu3+.

Europium kann auf Grund seiner Neutronenabsorption in Steuerstäben für Kernreaktoren verwendet werden. Europiumhaltige Steuerstäbe wurden unter anderem in verschiedenen sowjetischen Versuchsreaktoren wie BOR-60 und BN-600 erprobt.

Als EuropiumHexaBorid wird es auch als Beschichtung für die Herstellung von Oxidkathoden zur Glühemission angeboten.

Bei Euro-Banknoten wird die Europium-Fluoreszenz gegen Fälschungen verwendet.

Diese Eigenschaft kann auch in der Fluoreszenzspektroskopie ausgenutzt werden. Dazu wird das Europium beispielsweise in einem geeigneten Komplex gebunden, der an der gewünschten Stelle, etwa mit einem bestimmten Protein, bevorzugt reagiert und sich dort anreichert.

Lösliche Europiumverbindungen sind leicht giftig;

Als unedles Metall ist Europium eines der reaktivsten Metalle der seltenen Erden. An Luft läuft das silbrigglänzende Metall sofort an. Bei Temperaturen oberhalb von 150 °C entzündet es sich und verbrennt mit roter Flamme zum Sesquioxid Eu2O3. In Wasser reagiert es unter Wasserstoffentwicklung zum Hydroxid.

Mit den Halogenen Fluor, Chlor, Brom und Iod reagiert Europium zu den Trihalogeniden. Bei der Reaktion mit Wasserstoff bilden sich nichtstöchiometrische Hydridphasen, wobei der Wasserstoff in die Lücken der Kugelpackung des Metalls eintritt.

Europium löst sich in Wasser langsam, in Säuren schnell unter Bildung von Wasserstoff und des farblosen Eu3+-Ions. Das ebenfalls farblose Eu2+-Ion lässt sich durch elektrolytische Reduktion an Kathoden in wässriger Lösung gewinnen. Es ist das einzige zweiwertige Lanthanoid-Ion, das in wässriger Lösung stabil ist. Europium löst sich in Ammoniak, wobei sich wie bei Alkalimetallen eine blaue Lösung bildet, in der solvatisierte Elektronen vorliegen.

Das Eu3+-Kation gehört neben u. a. Sm3+, Tb3+ und Dy3+ zu den Lanthanoid-Kationen, die in einem geeigneten Komplex bei Absorption bestimmter Wellenlängen Licht im sichtbaren Bereich emittieren kann. Das dreiwertige Europium-Kation ist in einer wässrigen Lösung farblos, werden aber organische Liganden mit einem ausgedehnten π-Elektronensystem koordiniert sorgt der Antenneneffekt dafür, dass die lumineszenten Eigenschaften des Zentralteilchens stark steigen. So leiten die π-Elektronen des Ligandens die absorbierte Energie des einfallenden Lichtes (ca. 355 nm) zu den 5d-Elektronen des Eu3+, wodurch diese in das 4f-Orbital gelangen und beim Zurückfallen Licht im sichtbaren Bereich (bei ca. 610 nm) emittieren.

Es besitzt mit 5,245 g/cm3 eine ungewöhnlich niedrige Dichte, die deutlich niedriger als diejenige der benachbarten Lanthanoide wie Samarium oder Gadolinium und geringer als die des Lanthans ist.

Vergleichbares gilt auch für den verhältnismäßig niedrigen Schmelzpunkt von 826 °C und den Siedepunkt von 1440 °C (Gadolinium: Schmelzpunkt 1312 °C, Siedepunkt 3000 °C). Diese Werte stehen der sonst geltenden Lanthanoidenkontraktion entgegen und werden durch die Elektronenkonfiguration des Europiums verursacht. Durch die halb gefüllte f-Schale stehen nur die zwei Valenzelektronen für metallische Bindungen zur Verfügung; es kommt daher zu geringeren Bindungskräften und zu einem deutlich größeren Metallatomradius. Vergleichbares ist auch bei Ytterbium zu beobachten.

Europium kristallisiert unter Normalbedingungen in einem kubisch-raumzentrierten Gitter mit dem Gitterparameter a = 455 pm. Neben dieser Struktur sind noch zwei weitere Hochdruckmodifikationen bekannt. Dabei entspricht die Reihenfolge der Modifikationen bei steigendem Druck wie bei Ytterbium nicht derjenigen der übrigen Lanthanoide. So ist weder eine Europiummodifikation in doppelt-hexagonaler Struktur noch in Samarium-Struktur bekannt. Der erste Phasenübergang im Metall findet bei 12,5 GPa statt, oberhalb dieses Druckes kristallisiert Europium in einer hexagonal-dichtesten Struktur mit den Gitterparametern a = 241 pm und c = 545 pm. Oberhalb von 18 GPa wurde mit Eu-III eine weitere, der hexagonal-dichtesten Kugelpackung ähnliche Struktur gefunden.

Europiumionen, die in geeignete Wirtsgitter eingebaut sind, zeigen eine ausgeprägte Fluoreszenz. Dabei ist die abgestrahlte Wellenlänge von der Oxidationsstufe abhängig. Eu3+ fluoresziert weitgehend unabhängig vom Wirtsgitter zwischen 613 und 618 nm, was einer intensiv roten Farbe entspricht. Das Maximum der Emission von Eu2+ ist dagegen stärker vom Wirtsgitter abhängig und liegt beispielsweise bei Bariummagnesiumaluminat mit 447 nm im blauen, bei Strontiumaluminat (SrAl2O4:Eu2+) mit 520 nm im grünen Spektralbereich.

Während 153Eu stabil ist, wurden  Hinweise gefunden, dass 151Eu ein Alphastrahler ist. Als untere Grenze für die Halbwertszeit werden 1,7 Trillionen Jahre angegeben. Europium und Europiumverbindungen sind als giftig anzusehen. Metallstäube sind feuer- und explosionsgefährlich.