1828年，瑞典化学家J.J.贝采利乌斯^[注]在来自挪威岛屿的钍石矿中发现了钍并命名。1898年，M.居里^[注]和G.C.施密特^[注]分别发现了钍的放射性。发现90年后，化学家才首次得以分离纯的钍。

自然界的钍主要是钍-232（²³²Th），还有极小量的²²⁸Th、²²⁹Th、²³⁰Th、²³¹Th、²³⁴Th。钍以化合物的形式存在于矿物内，制取钍常用的工业矿物是独居石[(Ce,La,Nd,Th)PO₄，包含4%～12%的ThO₂]，其他矿物包括与锆石同晶型的方钍石[(Th,U)O₂]和钍石（ThSiO₄）。榍石和锆石也含少量钍。在地壳中平均每千克物质含7～13毫克钍，钍是铀含量的2～3倍。由于钍亲土，因此在所有硅酸盐中均含少量钍。

纯的钍是银白色金属，熔点1750℃，沸点约4788℃，密度11.72克/厘米³。它在室温下在空气里较稳定，可以数月保持其金属光泽。之后逐渐氧化为灰色，最后为黑色。钍的物理特性与它含多少氧化物有关，一般纯的钍含有百分之零点几的二氧化钍，但是也可以制造极纯的钍。纯钍柔软，延展性能很好，可以冷压和拉长。钍有两个不同的晶态，在1400℃以上是面心立方晶型的，在这个温度以下是体心立方晶型的。钍原子的电子组态为[Rn]6d²7s²，氧化态为+4，化学性质活泼。除惰性气体外，钍与所有非金属元素作用，生成二元化合物。钍在较高温度下能与氢、氮、碳、硅、硫等作用。钍与卤族元素作用，生成相应的四卤化物，其稳定性随卤族元素的原子量增加而降低。钍与一系列金属生成合金，能使这些金属在高温下具有高的机械强度，如钍镁合金、钍锌合金、钍汞合金、钍镍合金等。水对钍的腐蚀作用很慢，在大多数稀酸里以及在浓盐酸和磷酸里它的溶解速率也很慢，在发烟硝酸和王水中它溶解迅速。粉状或者屑状的钍在空气中能自燃，其火焰是白色、明亮的。

已知钍的同位素有30种，质量数为209～238，钍同位素的主要核性质见表。

钍可以用来制取铀同位素²³³U。通过吸收中子，²³²Th变成²³³Th，后者通过β^-衰变转化为²³³Pa，再衰变为²³³U：

²³³U可以被热中子裂变，用作核电站的燃料。由于钍比铀常见得多，因此当未来铀矿逐渐消耗殆尽，钍可成为重要的能源。

比起²³⁵U，钍有一个重要的优点：中子俘获截面与裂变截面之比(σ_γ/σ_f)较小，一次裂变发射的平均中子数较高，生成的超铀核素少，而且钍的地壳丰度约为铀的2～3倍。²³²Th的半衰期为140亿年，放射性比铀-238还要低。但是，以钍为核燃料还存在许多技术和安全问题，除了要设法实现核燃料的增殖外，还有辐照过的钍的强γ放射性问题需要解决。

采用溶剂萃取、离子交换、沉淀等方法，从独居石矿石中将钍与稀土、铀和其他杂质分离，得到钍浓缩物，再制成核素纯的二氧化钍或氯化钍、氟化钍，用高温钙还原二氧化钍或熔盐电解氯化钍、氟化钍并制成金属钍。

钍及其化合物在核能、航空和航天、冶金、化工、石油、电子工业等部门有重要用途。²³²Th吸收中子后转变为²³³U，是潜在的核能源。

钍镁合金是制造高速飞机和火箭的主要结构材料。含2%二氧化钍的金属镍，是制造超声速飞机和宇宙飞行器的良好外壳材料，也是制造喷气式发动机的良好材料。

二氧化钍熔点高（3350℃），很稳定，是理想的耐火材料，二氧化钍在石油和化学工业中，可用作催化剂。

钍的电子逸出功小，电子发射性能好，可制作电子放电管、电子计算机的记忆元件、光敏薄膜、燃料电池元件、辐射探测器、光电池等。四氟化钍用于制造特种光学玻璃，金属钍在真空管中用作吸气剂。

钍是高毒性元素，主要积蓄于肝、骨髓、脾和淋巴结，其次是骨骼、肾等脏器中。急性中毒主要是钍化合物的化学毒性所致，慢性中毒则由钍及其子体的辐射作用引起。天然钍在放射性工作场所空气中的最大容许浓度为7.4×10⁻⁵贝可/升，在露天水源中的限制浓度为0.37贝可/升。