Suponiendo que la presión total $p_\text{total}=2068.44\ \mathrm{kPa}$ es igual a la suma de las presiones parciales de los gases individuales de acuerdo con la ley de Dalton, la presión parcial del aire $p_\text{air}$ puede calcularse del siguiente modo:
$$\begin{align} p_\text{total}&=p_\text{air}+p_{\ce{CO2}}\\[6pt] p_\text{air}&=p_\text{total}-p_{\ce{CO2}}\\[6pt] &=2068.44\ \mathrm{kPa}-344.74\ \mathrm{kPa}\\[6pt] &=1723.70\ \mathrm{kPa} \end{align}$$
Dado que la masa molar $M$ se define como
$$M=\frac mn$$
donde $m$ es la masa y $n$ es la cantidad de sustancia, la ley de los gases ideales
$$p\cdot V = n\cdot R\cdot T$$
donde $V$ es el volumen, $R$ es la constante molar de los gases, y $T$ es la temperatura, puede reescribirse como
$$\begin{align} p\cdot V&=\frac{m\cdot R\cdot T}M\\[6pt] \frac V{R\cdot T}&=\frac m{M\cdot p} \end{align}$$
Esta ecuación se aplica al aire $$\frac V{R\cdot T}=\frac {m_\text{air}}{M_\text{air}\cdot p_\text{air}}$$ donde $m_\text{air}=0.454\ \mathrm{kg}$ es la masa de aire dada y $M_\text{air}=28.97\ \mathrm{g\ mol^{-1}}$ es la masa molar media del aire, así como a $\ce{CO2}$ $$\frac V{R\cdot T}=\frac {m_{\ce{CO2}}}{M_{\ce{CO2}}\cdot p_{\ce{CO2}}}$$ donde $m_{\ce{CO2}}$ es la masa desconocida de $\ce{CO2}$ y $M_{\ce{CO2}}=44.01\ \mathrm{g\ mol^{-1}}$ es la masa molar de $\ce{CO2}$ .
Por lo tanto,
$$\begin{align} \frac {m_{\ce{CO2}}}{M_{\ce{CO2}}\cdot p_{\ce{CO2}}}&=\frac {m_\text{air}}{M_\text{air}\cdot p_\text{air}}\\[6pt] m_{\ce{CO2}}&=\frac {M_{\ce{CO2}}\cdot p_{\ce{CO2}}\cdot m_\text{air}}{M_\text{air}\cdot p_\text{air}}\\[6pt] &=\frac {44.01\ \mathrm{g\ mol^{-1}}\times344.74\ \mathrm{kPa}\times0.454\ \mathrm{kg}}{28.97\ \mathrm{g\ mol^{-1}}\times1723.70\ \mathrm{kPa}}\\[6pt] &=0.138\ \mathrm{kg} \end{align}$$
Tenga en cuenta que el valor dado para el volumen $V=85\ \mathrm l$ no es necesario para el cálculo de $m_\text{air}$ . Así, la incertidumbre del volumen $V=85\ \mathrm l$ (con sólo dos cifras significativas) no afecta a la incertidumbre del resultado.
